Soluciones de electrolitos. Naturaleza de los electrolitos en soluci - PowerPoint PPT Presentation

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Soluciones de electrolitos. Naturaleza de los electrolitos en soluci

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Title: Soluciones de electrolitos. Naturaleza de los electrolitos en soluci


1
Soluciones de electrolitos. Naturaleza de los
electrolitos en solución. Transporte a través de
membrana
  • Dra. Nelly Lidia Jorge

2
  • 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) .

3
Desde el punto de vista fisicoquímico, los
conductores más importantes son los del tipo
electrolítico, es decir los electrolitos, estos
se distinguen de los conductores electrónicos,
como los metales, por el hecho de que el paso de
la corriente eléctrica va acompañada por el
transporte de materia. Hay 2 grandes grupos de
conductores electrolíticos1-Sustancias puras
(sales fundidas) y 2-disoluciones.
Conductancia electrolitica
Conductancia metálica
4
  • En un conductor metálico (1ra clase) el
    transporte de corriente eléctrica es debido al
    movimiento de los electrones dentro de la red del
    sólido cuando se le aplica una diferencia de
    potencial eléctrico entre sus extremos.
  • En una celda electroquímica la conducción o
    transporte de corriente eléctrica dentro de la
    solución electrolítica la realizan las especies
    iónicas disueltas. A las soluciones
    electrolíticas se las denomina conductores de 2da
    clase.

5
Conductividades e Interacciones ión-ión
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.
6
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

7
-
-
-
Efecto de relajación o simetría

-
Efecto electroforético
-

-




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.
8
-
-
-
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 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.
9
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.
10
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. La relación fundamental entre el
voltaje V en un conductor y la corriente I, que
fluye a través del conductor, recibe el nombre de
ley de Ohm. La constante de proporcionalidad se
define como resistencia R, del sistema
(1)
11
Las mediciones de las resistencias de las
disoluciones iónicas muestran que la resistencia
es directamente proporcional a la distancia, l,
entre los dos electrodos e inversamente
proporcional al área, A de los electrodos La
constante de proporcionalidad ? recibe el nombre
de resistencia especifica o resistividad de la
disolución y tiene unidades de ohm.cm. También
definimos la conductividad ? o conductividad
especifica como la inversa de la resistividad.
Esta nos interesa estudiar y es función de la
temperatura y composición del electrolito La
unidad es ohm-1 cm-1 . En el estudio de
electrolitos se utiliza el reciproco de la
resistencia denominado conductancia, que
representaremos por L y viene dado por
(2)
(3)
12
Las resistividades o conductividades son
sumamente fáciles de medir experimentalmente
mediante equipo eléctrico moderno. Sin embargo,
como podríamos esperar, son muy variables en
virtud de que ? depende no sólo de la carga de
los iones, sino de la concentración de la
disolución. Es mejor definir una cantidad que
tenga en cuenta estos factores. La conductividad
equivalente de un soluto iónico, ?, se define
como Donde N es la normalidad de la
disolución. La unidad es eq-1 ohm-1 cm2 . 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. .
(4)
(5)
13
  • Supongamos que construimos una celda con dos
    placas paralelas separadas una distancia unidad y
    que la rellenamos con una disolución de C eq de
    electrolito (por ejemplo HCl, ½CuSO4). El
    volumen de disolución de concentración C
    equivalentes por litro donde esta contenido 1 eq,
    es . 1/C (L) ó 1000 /C (cc). La conductividad de
    una celda con los electrodos separados 1 cm y de
    área (1000/C) es.
  • La conductividad equivalente, se define como la
    conductividad de una disolución contenida en una
    celda cuyos electrodos estan a 1 cm de distancia
    pero tienen una superficie tal que la columna
    limitada por ellos contuviese un
    equivalente-gramo de soluto.

Conductividad equivalente
(6)
14
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).

15
  • El cátodo es el que está unido al polo negativo
    de la batería ( polaridad negativa).

16
  • 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.

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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.

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B
  • 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

C
A
  • 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
  • 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.

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  • 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

20
  • 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.

21
Medidas de la conductividad El conocido puente de
Wheatstone se emplea para medir la resistencia de
una disolución, empleando un auricular telefónico
para determinar el punto de equilibrio. La celda
de conductividad esta situada en uno de los
brazos del circuito del puente.
La medida se realiza variando las resistencias
graduables del puente hasta que no pasa corriente
a través del circuito de detección, que es el
auricular telefónico, el puente se alimenta con
corriente alterna de alta frecuencia. Cuando el
puente queda equilibrado, el potencial en D debe
ser el mismo que en E. Por ser igual la caída de
potencial en A y D y entre A y E, se puede
establecer Y por igual caída de potencial entre
D y B y E y B, se obtienen también La
combinación de estas dos ecuaciones conduce a
que Si se conocen los valores de tres de las
resistencias, cuando el puente esta compensado es
posible el cálculo de la resistencia o de la
conductividad de la celda que contiene el
electrolito
(7)
22
Relaciones empíricas deducidas de las medidas de
conductividad equivalentes
A-Conductividad a dilución infinita
  • Los estudios sistemáticos de la conductividad
    equivalente de disoluciones por Kohlrausch,
    observó que la conductividad equivalente
    disminuye sin excepción al crecer la
    concentración . A medida que aumenta la dilución,
    la conductividad equivalente tiende hacia un
    valor que designaremos como ?0 y se denomina
    conductividad equivalente a dilución infinita y
    es una característica del electrolito.
  • La dependencia de las conductividades tanto molar
    como equivalente con la concentración indica que
    hay dos clases de electrolitos. La característica
    de un electrolito fuerte es que su conductividad
    equivalente depende levemente de la concentración
    y en general disminuye levemente al aumentar la
    concentración. La característica de un
    electrolito débil es que su conductividad
    equivalente es normal a concentraciones cercanas
    a cero, pero decae marcadamente a valores bajos
    al aumentar la concentración. La clasificación
    depende del solvente empleado y del soluto.

23
Variación de la conductividad equivalente ?e (?
-1 cm2 eq-1) versus concentración raíz c (eq
dm-3) para electrolitos fuertes y débiles.
Ley empírica de kohlrausch para electrolitos
fuertes
24
B-Migración independiente de los iones
  • Cuando se estudian las conductividades
    equivalentes a dilución infinita de pares de
    sales que tengan un ión común se hacen evidentes
    ciertas regularidades. Los datos de la tabla
    corresponden a sales de potasio y sodio a 18C.
    La diferencia que aparece en la conductividad de
    las sales sódicas y potásicas del mismo anión es
    independiente de la naturaleza de este, y se
    obtienen resultados similares con otros pares de
    sales que contengan el anión o el catión común.
    Este fenómeno fue descubierto por Kohlrausch y
    fue atribuido por él al hecho de que cada ión
    contribuye en una magnitud definida a la
    conductividad total del electrolito,
    independientemente de la naturaleza del otro ión,
    esta regla es conocida como la ley de migración
    independiente de los iones.
  • Esta solo es aplicable a dilución infinita cuando
    no hay interacción iónica mutua.
  • Se puede expresar de la forma
  • Donde son las conductividades
    iónicas a dilución infinita, del catión y del
    anión respectivamente, son las magnitudes con que
    cada ión contribuye, independientemente del otro,
    a la conductividad equivalente total

(9)
25
Conductividades equivalentes a dilución infinita
Electrolito ?o Electrolito ?o Diferencia
KCl 130,0 NaCL 108,9 21,1
KNO3 126,3 NaNO3 105,2 21,1
½ K2SO4 133,0 ½ Na2SO4 111,9 21,1
  • En la tabla se observa que las conductividades
    equivalentes limites entre las sales sódica y
    potásica del mismo ácido es independiente de la
    naturaleza del ácido. Lo mismo sucede para sales
    potásicas o sódicas de diferentes ácido (3,7) es
    independiente del metal. Llevo esto a Kohlrausch
    a pensar que el ?0 de una sal era la suma de dos
    términos independientes.

26
  • Una consecuencia de la independencia de las
    conductividades iónicas es la posibilidad de
    calcular conductividades equivalentes de
    electrolitos débiles a partir de las
    conductividades limites de electrolitos fuertes.
    Por ejemplo, si AB es un electrolito débil y son
    fuertes AC, DB y DC, aplicando a cada uno de
    ellos la ecuación 9, obtenemos fácilmente

27
Conductancias equivalentes a dilución infinita
(?, S.cm2.eq-1) para distintos iones a 25ºC
28
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(nAnB), 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
    ?02k de donde ? es

(10)
29
Propiedades coligativas de electrolitos
  • Las primeras experiencias de determinaciones de
    presión osmótica de electrolitos fueron
    realizadas por VantHoff, 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

(11)
30
  • donde eran las constantes
    y magnitudes deducidas para los no electrolitos,
    mientras el número i, llamado factor i de Vant
    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 Vant 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

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  • 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
  • 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 vab, 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

(12)
32
  • 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.

(13)
33
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 VantHoff 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.

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 MOVILIDADES IÓNICAS
  • Las velocidades de los iones en disolución
    dependen de la clase de ión, la concentración, la
    temperatura y la intensidad del campo eléctrico
    (E) a que están sometidos.
  • Si suponemos constantes los factores temperatura
    (T), y concentración ? ?, la velocidad es
    proporcional a la intensidad del campo eléctrico
    (E) a que están sometidos los iones dentro de la
    disolución.
  • Nos queda v(?) ?(?)..E ? v() ?().
    E y v() ?().E
  • Donde ?() y ?() son las movilidades
    iónicas, que son las velocidades de los iones en
    un campo eléctrico de intensidad unidad.

35
Diagrama para calcular las movilidades iónicas
Considérese una celda que consta de 2 electrodos
separados 1 cm y con una sección A, tal que la
cantidad de disolución que contiene 1 equivalente
quepa entre los electrodos. Supóngase que se
aplica un voltaje V, y se obtiene una intensidad
de corriente I a través de la celda. Entonces
(14)
A dilución infinita, la corriente debe atribuirse
a la migración independiente de los iones
positivos o negativos y se puede establecer
que El paso de la corriente a través de la
celda también puede considerarse en relación con
las características del movimiento de los iones
por el interior de la celda. Como contiene la
celda 1 equivalente, habrá presentes N/Z iones
positivos y N/Z- iones negativos
36
  • Las velocidades medias con que los iones se
    mueven hacia sus respectivos electrodos bajo la
    influencia del campo de potencial aplicado, se
    representan por v y v-.
  • La intensidad de la corriente que pasa a través
    de una sección de la celda, puede calcularse
    ahora a partir del número de iones presentes y
    del voltaje aplicado.
  • Para un ión que cruza la sección señalada en la
    figura, se puede suponer que recorre en el
    segundo siguiente el espacio v o v- cm, a partir
    de la posición de esta sección es decir los iones
    caminan una distancia v o v- en 1 segundo. Por
    tanto en 1 seg todos los iones positivos del
    compartimiento rectangular de la derecha y todos
    los iones negativos del compartimiento de la
    izquierda habrán cruzado la sección que actúa de
    límite. Puesto que estos volúmenes rectangulares
    tienen espesor v ó v- y la celda un espesor de 1
    cm. Estos volúmenes han de contener fracciones
    v/1 y v-/1 del número total de iones positivos y
    negativos, que existen en la celda. Se puede
    formular

N de iones positivos que cruzan el límite/seg
N de iones negativos que cruzan el límite/seg
La intensidad de la corriente que corresponde a
estas dos relaciones se obtiene multiplicándolas
por las cargas eZ y eZ- y así resulta
Carga positiva que cruza el límite/seg
Carga negativa que cruza el límite/seg
37
  • Para una disolución infinitamente diluida, si las
    velocidades iónicas medias en la dirección del
    campo eléctrico se representan por (v)0 y (v-)0
    al comparar con la ecuación (14), se obtiene que

(15)
  • Además al sustituir eNF resulta finalmente
  • La velocidad media con que los iones se desplazan
    hacia cada electrodo, bajo la influencia de un
    potencial de 1 voltio aplicado entre sus
    electrodos, separados una distancia de 1 cm, se
    llama movilidad iónica. Las movilidades iónicas
    expresadas como (v)o/V o (v-)o/V se calculan,
    como la ecuación (16) indica dividiendo la
    conductividades iónicas, cuyos valores están
    tabulados por el valor del faraday y se las
    designan con la letra ?

(16)
38
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 es aFz, y la cantidad de
    electricidad que cruza la sección transversal en
    la unidad de tiempo es aFzu, 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 negativos es bFz-u-.
  • La fracción de corriente transportada por los
    iones positivos es

(16)
39
  • Y para los iones negativos

(17)
  • 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,

40
  • 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

(19)
(20)
41
  • 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.
  • tt-1
  • Esta regla tiene como consecuencia que
  • Pérdida de equiv catiónicos en el ánodo por
    migración
  • ___________________________________________t/1t
  • equivalente de corriente circulada
  • Pérdida de equiv aniónicos en el cátodo por
    migración
  • ___________________________________________t-/1t
    -
  • 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.

42
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 .

43
(No Transcript)
44
(No Transcript)
45
(No Transcript)
46
Aparato de Hittorf para la determinación de
números de transporte
47
  • 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
  • variación de equiv del electrolito
  • ___________________________________________
  • equivalente de corriente circulada

48
Descripción del método
  • Para ilustrar la aplicación del modelo se
    escogerá HCl como electrolito, éste se colocará
    en el aparato de Hittorff, llenando c/u de los
    compartimientos (anódico, catódico y medio), se
    hará pasar una cierta cantidad de corriente, lo
    cual se traduce en la electrólisis del HCl, (se
    debe recordar que el HCl, se encuentra totalmente
    disociado en H y en Cl-, por ser un electrolito
    fuerte), lo cual generara H2 y Cl2 de acuerdo a
    las siguientes reacciones
  • H 1e- ? 1/2H2
  • Cl- ? 1/2Cl2 1e-
  • Se analizará cada compartimiento por separado, el
    anódico (ocurre la reacción de oxidación) y el
    catódico (ocurre la reacción de reducción), esto
    permitirá calcular la variación en el número de
    equivalentes del electrolito en cuestión. Una vez
    evaluada esta variación se podrá establecer la
    relación que existe con el número de transporte

49
  • Compartimiento catódico
  • Reacción redox H 1e- ? 1/2H2
  • - Pérdida de 1 equivalente de H -1
  • Migración de los iones
  • - Salida de t- eq de Cl- (pérdida) - t- eq de
    Cl-
  • - Entrada de t eq de H (ganancia) t eq de
    H
  •  VARIACION DEL NUMERO DE EQUIVALENTES DE H
  • -1 t -t - equivalentes de H -t -
    equivalentes de Cl-
  • La variación final en el compartimiento anódico,
    será de -t- equivalentes de HCl, lo cual
    significa una pérdida de t- equivalentes de
    electrolito, en dicho compartimiento.

50
  • Compartimiento anódico
  • Reacción redox Cl- ? 1/2Cl2 1e-
  • - Pérdida de 1 equivalente de Cl- -1
  • Migración de los iones
  • - Salida de t equivalentes de H -t eq de H
  • - Entrada de t- equivalentes de Cl- t- eq de
    Cl-
  • VARIACION DEL NUMERO DE EQUIVALENTES DE Cl-
  • -1 t- - t equivalentes de Cl- - t
    equivalentes de H
  •  La variación final en el compartimiento anódico,
    será de - t equivalentes de HCl, lo cual
    significa una pérdida de t equivalentes de
    electrolito, en dicho compartimiento.
  •  

51
  • Si se analiza la reacción final
  • H Cl- ? 1/2H2 1/2Cl2
  •  Se observa , que en efecto, hay una pérdida de 1
    equivalente de electrolito (transformación) y una
    generación de 1 equivalente de Hidrógeno y 1
    equivalente de Cloro.
  •  Volviendo a la relación con el número de
    transporte, se puede decir
  • Variación del Nº de eq. de HCl en el ánodo
    (pérdida) t
  • Nº de eq. de gas generado
    1
  •  
  • ò
  •  
  • Variación del Nº de eq. de HCl en cátodo
    (pérdida) t-
  • Nº de eq. de gas generado
    1
  •  

52
Ejemplo
  • Para determinar los números de transporte de los
    iones en solución 0,2 molal de sulfato de cobre,
    se llenó la celda con la solución y electrolizó
    entre dos electrodos de cobre durante algún
    tiempo. La solución catódica de la celda pesaba
    36,434 g y contenía 0,4415 g de cobre. Además, el
    cátodo en el coulombímetro mostró un incremento
    de peso de 0,0405 g debidos al depósito de plata.
    De estos datos se desea calcular los números de
    transferencia de los iones cobre y sulfato.

53
PRIMERA FORMA DE RESOLVERLO.Opción 1
  • Los 36,4340 g de la solución final catódica
    contenían 0,4415 g de cobre, que corresponden a
    0,4415XCuSO4 /Cu1,1090 g de sulfato de cobre.
  • El peso del agua de esta solución era de
  • 36,434-1,109035,325g
  • Antes de la electrólisis la solución era 0,2
    molal, cada gramo de agua esta asociado con
  • 0,2xCuSO4/1000 g de sal
  • Por lo tanto los 35,325 g de agua tenían
    asociados con ellos inicialmente
  • 35,325(0,2xCuSO4/1000)35,325x0,2x159,6/1000
  • Esto nos da 1,1276g de sulfato de cobre.

54
  • La pérdida de peso de sulfato de cobre en el
    compartimiento catódico es
  • 1,1276-1,10900,0186 g o sea
  • 2 x 0,0186/159,60,000233 EQUIVALENTES.
  • La corriente total que ha circulado por la celda
    viene dada por los 0,0405 g de plata depositados
    esto es
  • 0,0405/107,870,000375 equivalentes
  • En consecuencia la pérdida de sulfato de cobre
    debida a la deposición del cobre en el cátodo
    debía contener este número de equivalentes. Pero
    la pérdida fue de 0,000233 y la diferencia
    0,000375-0,0002330,000142 equivalentes han
    migrado dentro de esta división. Como el ión que
    se dirige al cátodo es el Cu(2), este número de
    equivalentes deben haber sido conducidos por este
    ión y en consecuencia

55
(No Transcript)
56
Segunda forma de hacerlo
  • variación de equiv del electrolito
  • ___________________________________________t-
  • equivalente de corriente circulada
  • En este caso tengo en cuenta el análisis que
    realice de lo que sucede en cada compartimiento y
    de lo visto con los datos de la región catódica
    calculo el t-

57
  • Los 36,4340 g de la solución final catódica
    contenían 0,4415 g de cobre, que corresponden a
    0,4415XCuSO4 /Cu1,1090 g de sulfato de cobre.
  • El peso del agua de esta solución era de
  • 36,434-1,109035,325g
  • Antes de la electrólisis la solución era 0,2
    molal, cada gramo de agua esta asociado con
  • 0,2xCuSO4/1000 g de sal
  • Por lo tanto los 35,325 g de agua tenían
    asociados con ellos inicialmente
  • 35,325(0,2xCuSO4/1000)35,325x0,2x159,6/1000
  • Esto nos da 1,1276g de sulfato de cobre.

58
  • La pérdida de peso de sulfato de cobre en el
    compartimiento catódico es
  • 1,1276-1,10900,0186 g o sea
  • 2 x 0,0186/159,60,000233 EQUIVALENTES.
  • La corriente total que ha circulado por la celda
    viene dada por los 0,0405 g de plata depositados
    esto es
  • 0,0405/107,870,000375 equivalentes
  • En consecuencia la pérdida de sulfato de cobre
    debida a la deposición del cobre en el cátodo
    debía contener este número de equivalentes. Pero
    la pérdida fue de 0,000233 equivalentes.

59
  • variación de equiv del electrolito
  • ___________________________________________t-
  • equivalente de corriente circulada

60
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.

61
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.
62
TERMODINÁMICA
  • 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, ?G, 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

Por lo que si C2 es menor que C1, ?G 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 C2C1 y por ello ?G0.
63
No obstante, existen circunstancias en las que
puede evitarse esta igualdad.
  • 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 ?? el
    potencial de membrana, en voltios. Si ?? es
    negativo y Z es positivo, el término ZF??
    contribuye de forma negativa a ?G, esto es,
    favorece el transporte de cationes hacia el
    interior de la célula.

64
  • Si se acopla un proceso con una ?G negativa al
    proceso, el ?G global deberá ser modificado. Esta
    situación, común en el transporte activo, se
    describe según
  • Donde ?Gb 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.

65
  • Si se acopla un proceso con una ?G negativa al
    proceso, el ?G global deberá ser modificado. Esta
    situación, común en el transporte activo, se
    describe según
  • Donde ?Gb 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.

66
POTENCIAL QUÍMICO
  • 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.

67
POTENCIAL ELECTROQUÍMICO
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.
68
  • 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

69
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).

70
Caracteristicas El potencial de
membrana no es el mismo en todas las células,
dependiendo del origen de las mismas.
  • 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.

71
(No Transcript)
72
  • 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).

73
  • 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).

74
  • 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

75
CLASIFICACIÓN DE LOS PROCESOS DE TRANSPORTE
76
DIFUSIÓN
La difusión simple ocurre como resultado del
movimiento térmico aleatorio de las moléculas.
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.
77
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.
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
(rradio de la molécula) y la viscosidad del
medio (?).
KT D -------- 6?r ?
Según Stokes-Einstein, D se define como sigue
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.
6?r ? coeficiente friccional
T temperatura absoluta (grados Kelvin)
78
(No Transcript)
79
  • Difusión a través de canales protéicos. Se
    realiza a través de proteínas queforman canales
    acuosos en la doble capa lipídica

80
TRANSFERENCIA MEDIADA PORTRANSPORTADORESDifusión
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).

81
(No Transcript)
82
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).

83
(No Transcript)
84
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.
85
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.

86
(No Transcript)
87
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).

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  • 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).

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