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3.3: Experimento de solubilidad de gas en agua - Biología

3.3: Experimento de solubilidad de gas en agua - Biología


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Los científicos plantean la hipótesis de que hace aproximadamente 250 millones de años, durante el período Pérmico, los océanos del mundo se agotaron de oxígeno. Luego, una cadena de eventos llevó a la extinción masiva del Pérmico, un tiempo durante el cual la mayoría de las especies vivientes se extinguieron.

Vea el video de NOVA y responda las preguntas

  1. ¿Cuántos años atrás ocurrió la extinción masiva del Pérmico?
  2. ¿Qué porcentaje de especies se extinguieron en la extinción masiva del Pérmico?
  3. Mamíferos como reptiles y animales marinos exóticos estuvieron presentes durante el período Pérmico. ¿Qué tipos de vida NO existían en la Tierra hace 250 millones de años?
  4. ¿Cuántas grandes extinciones se han producido en la Tierra?
  5. ¿Qué tipo de gas liberaron los volcanes en las trampas siberianas?
  6. El agua puede contener un tipo de gas crítico para los organismos vivos (los peces y otros animales acuáticos lo necesitan para sobrevivir). ¿Qué es este gas?
  7. ¿Qué tipo de gas producen las bacterias mortales en las capas inferiores de algunos lagos?
  8. ¿A qué huele este gas?
  9. Desarrollar un diagrama de flujo de los eventos que llevaron a la extinción del Pérmico.
    una. Las bacterias anaeróbicas prosperan en los océanos y producen sulfuro de hidrógeno
    B. Aumentan los niveles de dióxido de carbono atmosférico
    C. La atmósfera se calienta
    D. Los niveles de oxígeno disuelto en los océanos caen
    mi. El sulfuro de hidrógeno se acumula en los océanos y la atmósfera.
    F. La mayor parte de la vida acuática que depende del oxígeno muere
    gramo. El 95 por ciento de la vida de la Tierra muere a causa del sulfuro de hidrógeno
    h. Océanos cálidos
    I. Erupción de volcanes

Pregunta de concepto

Explique (brevemente) cómo las erupciones volcánicas pueden cambiar el medio ambiente atmosférico y oceánico.

Experimentar

Los gases atmosféricos, como el oxígeno y el dióxido de carbono, son solubles en agua. La cantidad de un gas en particular que se disuelve en el agua depende de la temperatura del agua y de la presión de ese gas sobre el agua.

El gas en el agua carbonatada (seltzer) es dióxido de carbono. La alta presión dentro de la botella hace que se disuelva más dióxido de carbono en el agua del que se disolvería a las presiones atmosféricas típicas a nivel del suelo.

Materiales

Agua carbonatada a temperatura ambiente.
Agua carbonatada a 4oC
3 vasos de precipitados de vidrio
40oBaño de agua C
Hielo
Termómetro

Hipótesis

Enuncie la hipótesis antes de comenzar el experimento. La hipótesis indica a qué temperaturas cree que el gas CO2 será más o menos soluble en agua.

Procedimiento

Lea todo el procedimiento antes de comenzar el experimento.

  1. Obtenga 3 vasos de precipitados de 250 ml. Coloque un vaso de precipitados sobre un lecho de hielo.
  2. Vierta 100 ml de agua carbonatada helada en el vaso de precipitados con hielo.
  3. Vierta 100 ml de agua carbonatada a temperatura ambiente en los otros 2 vasos.
  4. Coloque inmediatamente un vaso de precipitados en el 40oC baño de agua. Lleve el vaso con hielo y el vaso a temperatura ambiente para poder observarlos simultáneamente.
  5. Registre las observaciones en la tabla de datos.
  6. Después de 5 minutos, determine la temperatura de cada ambiente de agua colocando el termómetro en el agua carbonatada.

Tabla de datos

Preguntas

Consulte las secciones 3.1 y 3.2.

  1. El aspecto que varía entre los grupos en el experimento se denomina variable experimental (independiente). Identifica la variable experimental en el experimento.
  2. Las variables controladas son factores externos que se mantienen constantes para minimizar su efecto sobre el resultado del experimento. Identificar 3 variables controladas
  3. El grupo de control proporciona la línea de base con la que se compararán los grupos experimentales. Identifique el tratamiento de control en el experimento.
  4. La variable dependiente cambia con respecto a la variable experimental (independiente). La variable dependiente es lo que se mide en el experimento. Identifica la variable dependiente.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS Y CALIDAD DE LOS MEDICAMENTOS

Mejora de la solubilidad acuosa

La solubilidad acuosa se puede mejorar mediante la química médica a pesar de la característica SAR contundente y nuestro registro interno ha sido bastante exitoso a este respecto. Sin embargo, para mejorar la solubilidad se requiere un compromiso con una combinación de intervenciones computacionales y experimentales y un esfuerzo real por parte de los químicos para incorporar información de solubilidad en el diseño de síntesis. La importancia de la retroalimentación experimental rápida es particularmente importante dada la incapacidad actual para predecir la solubilidad computacionalmente pobre que surge de las interacciones de empaquetamiento de cristales. Es fundamental no perderse una mejora fortuita en la solubilidad que acompaña a un cambio molecular. Debido a la característica SAR contundente, la forma más fácil de mejorar la solubilidad con respecto al diseño de la biblioteca es intentar diseñar el mejor perfil de solubilidad desde el principio.


Factores que afectan la solubilidad

Una forma divertida de comenzar a aprender acerca de las soluciones es abrir su refrigerador. ¿Tienes jugo de naranja? Sírvete un vaso pequeño. ¿Tienes alguna gaseosa o té helado? Vierta otro vaso pequeño. Mire a través de cada líquido. Debe notar que puede ver claramente a fondo tanto los líquidos como los mdashthey ​​y rsquore transparente. Sin embargo, no puedes ver a través del jugo de naranja & mdashit & rsquos opaco. Las diferencias entre estos líquidos se deben al tamaño de las partículas disueltas en ellos. El jugo de naranja contiene partículas más grandes que solo se suspenden temporalmente en agua: si la naranja se asienta por un tiempo, las partículas más grandes se depositan en el fondo (¡esa es la razón por la que siempre debe agitar un recipiente con jugo de naranja antes de verterlo!). El té helado y los refrescos, por otro lado, son soluciones. Las partículas dentro del líquido son lo suficientemente pequeñas y permanecen suspendidas en el líquido, lo que permite que la luz viaje a través.

A solución es un homogéneo (distribuida uniformemente) mezcla de dos o más sustancias. La sustancia que está presente en mayor cantidad se llama solvente, mientras que la sustancia que está presente en menor cantidad se llama sustancia disoluta. El agua es un solvente familiar, ya que se pueden disolver muchos solutos en ella. Vea lo que sucede cuando el azúcar se disuelve en agua. Las partículas de tres átomos son las moléculas de agua y los cristales blancos más grandes son las moléculas de azúcar. Observe cómo cada una de las moléculas de azúcar queda rodeada por moléculas de agua.

Problema

Materiales

  • Agua destilada (este tipo de agua no tiene absolutamente ningún mineral disuelto)
  • Azúcar blanco granulado
  • Cucharilla
  • Tres pajitas
  • Termómetro
  • Vaso transparente

Procedimiento A: ¡Qué dulce es!

  1. Agregue dos cucharaditas de azúcar a una taza de agua destilada.
  2. Revolver.
  3. Ahora verá si la concentración de azúcar varía en diferentes partes de una solución de azúcar. Por suerte, tienes tu propio detector de azúcar: ¡tu lengua! Va a extraer muestras de la solución de azúcar de la parte superior, media e inferior de la taza de la solución de azúcar. ¿Qué lugar crees que sabrá más dulce?¿Por qué?
  4. Sumerge la pajita en el fondo de la taza. Cuando un poco de agua azucarada haya entrado en la pajita, coloque el dedo sobre la parte superior de la pajita y sáquela con cuidado de la taza. Prueba el líquido en el fondo de la pajita.
  5. Usando una pajita nueva cada vez, repita el paso 4, muestreando en el medio y en la parte superior de la solución de azúcar, respectivamente.
  6. Si no está seguro de los resultados, vuelva a intentarlo o pídale a un amigo que repita el experimento con usted.

Procedimiento B: ¿Qué tan dulce puede llegar a ser?

  1. Mida una taza de agua destilada a temperatura ambiente en un vaso transparente.
  2. Agrega 1 cucharadita de azúcar. Revolver.
  3. Continúe agregando azúcar al agua, 1 cucharadita a la vez, revolviendo después de cada adición. Haga un seguimiento de la cantidad de cucharaditas de azúcar que agrega.
  4. Siga agregando azúcar a la solución, hasta que la solución llegue a un punto en el que el azúcar ya no se disuelva y se hunda en el fondo del vaso.
  5. En este punto, habrá preparado una solución saturada. A solución saturada es una solución que contiene la cantidad máxima de ese soluto particular (en este caso azúcar) para ese solvente particular (en este caso agua) a esa temperatura particular (temperatura ambiente).

Procedimiento C: ¿Qué pasa con el frío y el calor?

  1. Calentar una taza de agua destilada hasta que esté caliente. Agregue azúcar una cucharadita a la vez, revolviendo después de cada adición, hasta que haya agregado la misma cantidad de azúcar que agregó a la taza llena de agua a temperatura ambiente. Observar.
  2. Llene una segunda taza con agua destilada helada. Agregue azúcar una cucharadita a la vez, revolviendo después de cada adición, hasta que haya agregado la misma cantidad de azúcar que agregó a la taza llena de agua a temperatura ambiente. Observar.

Resultados

Para el Procedimiento A, el agua será uniformemente dulce y mdashit no debería haber diferenciado si el agua provenía de la parte superior, media o inferior de la taza. Para el Procedimiento B, sus resultados variarán según la temperatura exacta y el volumen de agua en su taza. Para el Procedimiento C, el agua caliente no debería haberse saturado cuando se le agregó el azúcar. El agua fría se habrá saturado antes de que se agregue todo el azúcar.

La razón por la que no notó una diferencia en el dulzor cuando tomó la muestra de la solución en diferentes niveles es porque el soluto y el solvente se distribuyeron uniformemente. Es posible que haya pensado que la solución sabría más dulce cerca del fondo del vaso, pero eso sucede con suspensiones (como jugo de naranja), no soluciones. Por supuesto, si su solución de azúcar estuviera saturada, tendría un sabor más dulce en la parte inferior, pero intencionalmente le pedimos que preparara una solución insaturada para esta parte del experimento. Hablando de soluciones saturadas, la razón por la que su solución solo podría disolver tanta azúcar es que eventualmente no hay suficientes moléculas de agua para rodear cada molécula de azúcar, por lo que algunas de las moléculas de azúcar comienzan a agruparse y caer al fondo. En muchas soluciones en las que los sólidos se disuelven en líquidos, cuanto más caliente está el solvente, más solución se puede disolver: la temperatura es uno de los factores clave que afectan la solubilidad. Los disolventes líquidos más fríos a menudo son capaces de contener menos soluto.

Las soluciones no siempre involucran un sólido disuelto en un líquido. Por ejemplo, la soda tiene tanto azúcar sólido como gas de dióxido de carbono disuelto en agua. El aire que respiramos es una solución de varios gases, incluidos nitrógeno, oxígeno y dióxido de carbono. ¡Los sólidos incluso se pueden disolver en sólidos! El latón es una solución sólida (o aleación, porque los materiales componentes son metales) de zinc y cobre. La combinación de los dos metales hace que el latón sea más fuerte y más duradero que el zinc o el cobre solo. El bronce es una aleación de cobre y estaño. El oro puro (24 quilates) es demasiado blando y caro para la mayoría de las joyas, por lo que se convierte en aleaciones con metales más fuertes y baratos. Los aretes de oro de 18 quilates son 75% oro y 25% otros metales.

Ir más lejos

Para una extensión deliciosa, haga un caramelo de roca haciendo una solución de azúcar sobresaturada.

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Tutorial de química de la ley de Henry para la solubilidad de los gases

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Derivando la ley de Henry

Considere una lata de refresco de cola en un día caluroso de verano.
Antes de abrir la lata, hay gas de dióxido de carbono disuelto en la bebida de cola y gas de dióxido de carbono por encima de la bebida a una presión ligeramente mayor que la presión atmosférica.
Tan pronto como abres la lata, puedes escuchar el "silbido" cuando el gas escapa de la lata a la atmósfera para igualar la presión sobre la cola en la lata con la presión atmosférica.
Luego viertes la cola en un vaso frío.
Y ves que las burbujas de gas siguen subiendo a través de la cola hasta su superficie y luego escapan a la atmósfera.
¿Por qué? ¡Ley de Henry!

Un gas, como el dióxido de carbono, puede disolverse en un líquido, como el agua, para formar una solución.
El gas es el soluto y el líquido es el solvente.
En un sistema cerrado, las partículas de soluto en la fase gaseosa por encima de la solución están en equilibrio con las partículas de gas soluto en solución, como se muestra en la siguiente ecuación:

Según el principio de Le Chatelier, aumentar la presión sobre el sistema obligará a la posición de equilibrio a desplazarse hacia la derecha, favoreciendo la formación de la solución al disolver más soluto gaseoso en el disolvente.
Del mismo modo, una disminución de la presión favorecerá la formación de gas y disolvente, es decir, el gas saldrá de la solución para aumentar la presión por encima de la solución.

Para la cola en lata cerrada, la presión parcial de dióxido de carbono sobre la solución es muy alta.
Para la cola en el vaso, la presión parcial de dióxido de carbono sobre la solución es muy baja porque la presión parcial de dióxido de carbono en la atmósfera es muy baja.
Por lo tanto, según el principio de Le Chatelier, a medida que la cola se asienta en el vaso, el dióxido de carbono se escapa continuamente de la solución para aumentar la presión parcial del dióxido de carbono en la atmósfera.

soluto (g) + solvente (l) & # 8651 solución

Ahora podemos ver que la presión parcial de un gas es proporcional a su concentración en solución.

presión parcial y concentración de hélice

Entonces, usando una constante de proporcionalidad, K, podemos escribir una expresión para la ley de Henry:

K se conoce como la constante de la Ley de Henry.

Considere el sistema en el que el oxígeno gaseoso disuelto en agua está en equilibrio con el oxígeno gaseoso por encima del agua.

Usando la concentración de oxígeno gaseoso en agua a varias presiones parciales a 25 ° C obtenemos un gráfico como el siguiente:

Podemos ver que K, la constante de la ley de Henry, es la pendiente (gradiente) de la recta 4.
La pendiente de la línea y aproximadamente 60 kPa y dividir 0.0008 mol L -1 = 75000 kPa / mol L -1
Por lo tanto, para una solución acuosa de oxígeno gaseoso a 25 ° C, podemos escribir:

El valor de K, constante de la ley de Henry, depende de la

La siguiente tabla muestra el valor de la constante de la ley de Henry para varias soluciones acuosas de gases a 25 ° C, dado que la presión se mide en kPa y la concentración en mol L -1:

Soluciones acuosas a 25 ° C
Gas K
(kPa / mol L -1)
helio 282 700
nitrógeno 155 000
hidrógeno 121 200
oxígeno 74 680
amoníaco 5 690
dióxido de carbono 2 937

Los datos de la tabla anterior se han representado en el gráfico siguiente:

En el gráfico podemos ver que se requiere una presión parcial mayor para disolver 0,0002 moles de gas helio en comparación con cualquiera de los otros gases enumerados.

La ley de Henry solo se aplica cuando el gas y su solución son esencialmente ideales, es decir,

Las curvas para He (g), H2(g) y N2(g) son todos lineales hasta aproximadamente 10,130 kPa (100 atm), es decir, estos gases obedecen la ley de Henry, sin embargo, en este rango O2(g) comienza a desviarse.

Solubilidad molar de gases

Podemos reorganizar la ley de Henry como se indicó anteriormente para escribir una expresión para la concentración de un gas:

Ley de Henry: PAG = Kc
divide ambos lados de la ecuación por K: PAG
K
= K c
K
Solubilidad molar del gas:
(c en mol L -1)
C = PAG
K
= P & tiempos 1
K

La siguiente tabla muestra el valor de la constante de la ley de Henry inversa para varias soluciones acuosas de gases a 25 ° C dado que la presión se mide en kPa y la concentración en mol L -1:

Soluciones acuosas a 25 ° C
Gas 1 / K
(mol L -1 / kPa)
solubilidad molar
(101,3 kPa)
helio 3,537 y tiempos 10 -6 3,583 y tiempos 10 -4
nitrógeno 6.452 y tiempos 10-6 6.536 y tiempos 10 -4
hidrógeno 8.251 y tiempos 10-6 8.358 y tiempos 10 -4
oxígeno 1,33 y tiempos 10-5 1.356 y tiempos 10-3
amoníaco 1,757 y tiempos 10 -4 0.01780
dióxido de carbono 3.405 y tiempos 10 -4 0.03449

Luego, podemos usar estos valores para comparar la solubilidad molar de los gases en agua a 25 ° C y la misma presión parcial, por ejemplo, 101,3 kPa (o 1 atm):

solubilidad molar del gas a 101,3 kPa

El siguiente gráfico muestra cómo aumenta la solubilidad de un gas a medida que aumenta su presión parcial de acuerdo con la Ley de Henry:

Comparando diferentes soluciones de gas disuelto en agua con la misma presión parcial a la misma temperatura, vemos que el oxígeno gaseoso es más soluble que los gases de hidrógeno, nitrógeno o helio.

El agua al nivel del mar puede disolver más oxígeno gaseoso que el agua en la cima de una montaña.
Esto se debe a que la presión del aire al nivel del mar es mayor que en la cima de la montaña y, por lo tanto, la presión parcial de oxígeno en el aire al nivel del mar es mayor que en la cima de la montaña.

Cálculos de la ley de Henry en el aire

El aire está formado por una mezcla de gases.
Si una solución se expone al aire, la concentración de gases en la solución dependerá de la presión parcial de los gases en la atmósfera.
Si usamos la ley de Henry para calcular la concentración de un gas a presión atmosférica en equilibrio con el aire, necesitamos conocer la presión parcial del gas en la atmósfera.

Composición de la atmósfera
(aire limpio y seco a 25 ° C y 101,3 kPa)
gas concentración
/ ppm por volumen
presión parcial
kPa
nitrógeno 780 900 79.1
oxígeno 209 400 21.2
argón 9 300 0.94
dióxido de carbono 315 0.032
neón 18 0.0018
helio 5.2 0.00053
metano 1.1 0.00011
criptón 1.0 0.00010
Óxido nitroso 0.5 0.00005
hidrógeno 0.5 0.00005
xenón 0.08 0.000008
dioxido de nitrogeno 0.02 0.000002
ozono 0.02 0.000002
concentración molar de gas = 1 / k & veces la presión parcial

c (N2) = 6.452 y multiplicado por 10-6 y multiplicado por 79,1 = 5.10 y multiplicado por 10 -4 mol L -1

co2) = 1,339 y multiplicado por 10-5 y multiplicado por 21,2 = 2,84 y multiplicado por 10 -4 mol L -1

c (CO2) = 3.405 y multiplicado por 10 -4 y multiplicado por 0.032 = 1.09 y multiplicado por 10-5 mol L -1

c (He) = 3,537 y multiplicado por 10-6 y multiplicado por 0,00053 = 1,87 y multiplicado por 10-9 mol L -1

c (H2) = 0,00005 y multiplicado por 8,251 y multiplicado por 10-6 = 4,13 y multiplicado por 10-10 mol L -1

Aunque O2(g) es más soluble en agua que N2(g), debido a que la presión parcial de nitrógeno en la atmósfera es mayor, la concentración de nitrógeno en el agua es ligeramente mayor que la de oxígeno.

Del mismo modo, H2(g) es más soluble en agua que N2(g) o He (g), sin embargo, porque la presión parcial de H2(g) en la atmósfera es mucho menor que N2(g) o He (g) su concentración en agua es menor que la de N2 o él.

Efecto de la temperatura sobre la solubilidad de los gases

A medida que aumenta la temperatura de una solución acuosa, un gas generalmente se vuelve menos soluble en el agua, como se muestra en el siguiente gráfico:

El agua pura a temperatura ambiente está formada por moléculas de agua que están unidas por enlaces de hidrógeno entre sí. Esto crea una disposición de moléculas de agua que contienen "agujeros". Las moléculas de gas soluto pueden ocupar estos 'agujeros', pero debido a que la atracción intermolecular entre las moléculas de agua y gas es menor que la atracción intermolecular entre el agua y las moléculas de agua, se libera energía.

soluto (g) + agua (l) & # 8651 solución (aq) + energía

Según el principio de Le Chatelier, si el sistema inicialmente en equilibrio se calienta luego, la posición de equilibrio se desplaza hacia la izquierda para contrarrestar el efecto del calor adicional. Por lo tanto, el gas sale de la solución y se escapa a la fase gaseosa, disminuyendo la concentración de gas en la solución y aumentando su presión parcial.

De manera similar, si el sistema está inicialmente en equilibrio y luego se enfría, según el principio de Le Chatelier, la posición de equilibrio se desplaza hacia la derecha para proporcionar más energía para compensar la reducción de energía. Se disuelve más soluto gaseoso en el agua, lo que aumenta la concentración de gas en la solución.

El efecto del aumento de temperatura sobre la solubilidad del gas es obvio si deja un vaso frío de una bebida carbonatada (cola, por ejemplo) sobre una mesa en una habitación cálida. A medida que la solución se calienta, el gas de dióxido de carbono se vuelve menos soluble y se escapa de la solución.

El efecto también se puede ver si deja un poco de agua fresca en un vaso sobre una mesa en una habitación cálida, verá aparecer pequeñas burbujas de gas y flotar hacia la superficie que luego escaparán a la atmósfera. A medida que el agua del vaso se calienta, los gases atmosféricos disueltos se vuelven menos solubles y escapan de la solución a la atmósfera.

El efecto de la temperatura sobre la solubilidad del gas es extremadamente importante.
Oxígeno gas, O2(g), disuelto en agua es esencial para la supervivencia de los seres vivos en el agua. El oxígeno gaseoso es más soluble en agua fría que en agua caliente. Por lo tanto, si el agua caliente de una planta de energía se descarga en un río, la disminución resultante del oxígeno gaseoso en el agua puede provocar la muerte de los peces.

Ejemplo resuelto de una pregunta de la ley de Henry

Pregunta: A 25 ° C, la presión del gas de dióxido de carbono dentro de una botella de cola de 1,00 L es de 253 kPa.
Determine la cantidad en moles de dióxido de carbono disuelto en la solución acuosa de cola.

(K (CO2 (g)) = 2,937 kPa / mol L -1 a 25 ° C)

(Basado en el enfoque StoPGoPS para la resolución de problemas).

Calcule los moles de carbono disueltos en solución.
suboficial2 (g)) =? mol

Extraiga los datos de la pregunta:

Suponga que esta es una solución ideal.

(A) Ley de Henry: P = Kc
P = presión parcial de gas
c = concentración de gas en solución
K = constante de la ley de Henry en unidades adecuadas y a la misma temperatura

(B) c = n / V
c = concentración de gas en mol L -1
n = cantidad de gas disuelto en moles
V = volumen de solución en litros

Sustituya la ecuación de concentración (B) en la ley de Henry (A):

P = K & veces n / V

Reordena la ecuación para encontrar n:

n = PV / K


Soluciones de sólidos en líquidos

La dependencia de la solubilidad de la temperatura para varios sólidos inorgánicos en agua se muestra en las curvas de solubilidad en la Figura 9. La revisión de estos datos indica una tendencia general de aumento de la solubilidad con la temperatura, aunque hay excepciones, como lo ilustra el compuesto iónico sulfato de cerio. .

Figura 9. Este gráfico muestra cómo cambia la solubilidad de varios sólidos con la temperatura.

La dependencia de la temperatura de la solubilidad se puede aprovechar para preparar soluciones sobresaturadas de ciertos compuestos. Una solución puede saturarse con el compuesto a una temperatura elevada (donde el soluto es más soluble) y posteriormente enfriarse a una temperatura más baja sin precipitar el soluto. La solución resultante contiene soluto en una concentración mayor que su solubilidad de equilibrio a la temperatura más baja (es decir, está sobresaturada) y es relativamente estable. La precipitación del exceso de soluto se puede iniciar agregando un cristal semilla (vea el video en el Enlace al aprendizaje anteriormente en este módulo) o agitando mecánicamente la solución. Algunos calentadores de manos, como el que se muestra en la Figura 10, aprovechan este comportamiento.

Figura 10. Este calentador de manos produce calor cuando precipita el acetato de sodio en una solución sobresaturada. La precipitación del soluto se inicia mediante una onda de choque mecánica generada cuando se hace "clic" en el disco de metal flexible dentro de la solución. (crédito: modificación del trabajo de “Velela” / Wikimedia Commons)


Este video muestra el proceso de cristalización que ocurre en un calentador de manos.


Biotecnología médica y asistencia sanitaria

5.46.3.3.4 Derivados lipídicos

La solubilidad en lípidos es un factor clave para determinar la velocidad a la que un fármaco cruza pasivamente la BBB. La diamorfina, un derivado diacilo más lipofílico de la morfina, es un excelente ejemplo, ya que este compuesto atraviesa la BHE unas 100 veces más fácilmente que su fármaco original. La derivación de péptidos con lípidos implica el bloqueo de restos funcionales polares en la cadena principal del péptido con grupos que mejoran en gran medida la solubilidad en lípidos del péptido, ya que los grupos funcionales polares promueven los enlaces de hidrógeno y limitan la permeabilidad de la membrana. La acetilación del extremo N de los péptidos modelo, la amidación del extremo C y la metilación reducen el potencial de enlace de hidrógeno y aumentan la lipofilicidad y el transporte de BBB. Las modificaciones puntuales de un polipéptido impermeable a BBB, peroxidación de rábano picante (HRP), con restos lipofílicos (estearoílo) o anfifílicos (copolímero de bloque plurónico), mejoran considerablemente el transporte de este polipéptido a través de la BBB y la acumulación del polipéptido en el cerebro, mientras se mantiene su actividad enzimática. 22 Las modificaciones del HRP con restos de copolímero de bloque anfifílico a través de enlaces disulfuro degradables dieron como resultado el suministro más eficiente de HRP al cerebro. 22 Las modificaciones de estearoílo de la HRP mejoraron su penetración en aproximadamente un 60%, pero también aumentaron el aclaramiento de la sangre, mientras que las modificaciones del copolímero de bloque anfifílico aumentaron el paso de HRP a través de la BBB, pero no tuvieron un efecto significativo sobre el aclaramiento plasmático, por lo que la captación por el cerebro casi se duplicó. 22

Otro profármaco lipofílico de D-Ala 2, D-Leu 5-Enkephalin (DADLE) creado por esterificación del C-terminal libre con colesterol y por amidación del N-terminal libre con 1,4-dihidrotrigonelinato gana acceso al cerebro. a través de procesos pasivos no saturables debido a su mayor lipofilicidad. 23 Después de la localización en el cerebro del resto 1,4-dihidrotrigonelinato se somete a una oxidación mediada por enzimas que convierte el dihidrotrigonelinato en el ion trigonelinato hidrófilo, impermeable a la membrana, atrapando el profármaco más allá de la BBB. 23 Se demostró una mayor antinocicepción con este enfoque de profármaco después de la administración intravenosa de una formulación del profármaco en un vehículo (mezcla de dimetilsulfóxido, etanol y solución acuosa de 2-hidroxipropil-β-ciclodextrina al 50%).

Se ha demostrado que la halogenación de péptidos mejora significativamente la lipofilicidad y la permeabilidad de la BBB, aunque esto depende en gran medida del halógeno utilizado. La adición de cloro en el residuo de fenilalanina 4 de DPDPE condujo a un aumento significativo de la permeabilidad de BBB, que se incrementó aún más mediante la adición de dos átomos de cloro.

El aumento de la lipofilicidad del compuesto del fármaco todavía crea ciertas limitaciones, especialmente porque los fármacos altamente solubles en lípidos pueden unirse en gran medida a las proteínas plasmáticas. La unión a proteínas plasmáticas reduce la cantidad de fármaco libre o intercambiable en el plasma, lo que compromete la captación cerebral. Además, una mayor tasa de secuestro por el citocromo P450 y otras enzimas tiende a aumentar con el aumento de la lipofilicidad, como se muestra para los barbitúricos. Además, el sitio de modificación también debe considerarse cuidadosamente, ya que la afinidad de unión al receptor puede disminuir si las alteraciones están dentro de la región del farmacóforo, reduciendo así la actividad biológica. Para complicar aún más las cosas, factores como el aumento del tamaño molecular después de la derivatización de lípidos, la estabilidad de los derivados, el secuestro intracelular, la captación de órganos no objetivo, el volumen de distribución y la susceptibilidad a la actividad de salida de la P-gp (que aumenta con el aumento de la lipofilicidad) podrían contribuir a un nivel reducido de parto cerebral.


Solubilidad de gas en disolventes orgánicos

La tendencia de que la solubilidad del gas disminuye al aumentar la temperatura no se mantiene en todos los casos. Si bien en general es cierto para los gases disueltos en agua, los gases disueltos en disolventes orgánicos tienden a volverse más solubles al aumentar la temperatura.

Hay varias razones moleculares para el cambio en la solubilidad de los gases al aumentar la temperatura, razón por la cual no existe una tendencia única independiente del gas y el solvente para determinar si los gases se volverán más o menos solubles con el aumento de la temperatura.

Boundless examina y selecciona contenido de alta calidad con licencia abierta de Internet. Este recurso en particular utilizó las siguientes fuentes:


  1. Vierta 10-20 cm 3 de agua con gas en el vaso de precipitados y agregue unas gotas de indicador de rojo de metilo para obtener una solución roja.
  2. Retire la uña de la jeringa e inserte el émbolo por completo. Extraiga unos 5 cm 3 de la soda y la solución indicadora en la jeringa. Coloque una tapa de jeringa sobre el extremo de la jeringa (o use un dedo), tire del émbolo hasta la marca de 50 cm 3 y asegúrelo con la uña. Se verán burbujas de dióxido de carbono saliendo del agua y el indicador comenzará a ponerse naranja. Agite la jeringa para acelerar la liberación de gases.
  3. Sostenga la jeringa verticalmente con la boquilla apuntando hacia arriba, retire la tapa de la jeringa y el clavo, y presione el émbolo para expulsar el gas pero no la solución. Vuelva a sellar la jeringa y repita el ciclo de liberación de gases del paso 2. Se verán más burbujas y el indicador se volverá más amarillo. Se pueden repetir varios ciclos más hasta que el indicador se vuelva completamente amarillo.

Un fondo blanco ayuda. Coloque la jeringa junto a la solución roja original para enfatizar el cambio de color.

Una demostración adicional que muestra el efecto de la temperatura sobre la solubilidad de un gas, y los cambios de color del indicador asociados, implica hervir un poco de agua con gas que contiene un pequeño indicador de rojo de metilo en un tubo de ebullición. Esto expulsará el dióxido de carbono, que es menos soluble a altas temperaturas, y muestra el cambio de color del indicador de rojo a amarillo.

El agua de soda contiene dióxido de carbono que se ha disuelto bajo presión. Los equilibrios involucrados en este experimento son:

  1. CO2(g) ⇌ CO2(aq)
  2. CO2(aq) + H2O (l) ⇌ H2CO3(aq) (ácido carbónico)
  3. H2CO3(ac) ⇌ H + (ac) + HCO3 - (aq) (iones de hidrogenocarbonato)
  4. HCO3 - (ac) ⇌ H + (ac) + CO3 2– (aq) (iones carbonato)

(Para simplificar, los profesores pueden preferir no discutir este último equilibrio).

Por tanto, la solución de dióxido de carbono es ácida debido al aumento de concentración de iones H + (aq) resultante de estas reacciones. Reducir la presión provoca CO2 salir de la solución, es decir, el equilibrio 1 se mueve hacia la izquierda. El resultado es que los otros tres equilibrios también se mueven hacia la izquierda, eliminando los iones H + (aq) de la solución y haciendo que la solución sea menos ácida.

Información adicional

Este es un recurso del proyecto Practical Chemistry, desarrollado por la Fundación Nuffield y la Royal Society of Chemistry. Esta colección de más de 200 actividades prácticas demuestra una amplia gama de conceptos y procesos químicos. Cada actividad contiene información completa para profesores y técnicos, incluidas notas técnicas completas y procedimientos paso a paso. Las actividades de Química Práctica acompañan a la Física Práctica y la Biología Práctica.


Abstracto

Mediante la técnica de saturación en matraz de agitación, los datos de saturación de solubilidad de 3,3′-diaminodifenilsulfona en 14 monosolventes (norte-propanol, norte,norte-dimetilformamida, metanol, etanol, etilenglicol, ciclohexano, acetonitrilo, isopropanol, agua, norte-butanol, acetato de etilo, 1,4-dioxano, isobutanol y 1-heptanol) se logró a temperaturas de 283,15 a 328,15 K y presión ambiente (pag = 101,2 kPa). No se produjo ningún fenómeno de transformación o solvatación de la forma cristalina después de la disolución de la 3,3'-diaminodifenilsulfona en diferentes disolventes. Los valores de solubilidad (fracción molar) de la 3,3′-diaminodifenilsulfona en los 14 disolventes anteriores aumentaron a medida que se elevó la temperatura y obedecieron a la tendencia decreciente en diferentes monosolventes de la siguiente manera: norte,norte-dimetilformamida & gt acetato de etilo & gt acetonitrilo & gt etilenglicol & gt 1,4-dioxano & gt metanol & gt etanol & gt isobutanol & gt norte-propanol & gt norte-butanol & gt isopropanol & gt 1-heptanol & gt agua & gt ciclohexano. La miscibilidad mutua del disolvente y la 3,3'-diaminodifenil sulfona se explicó mediante el parámetro de solubilidad tridimensional de Hansen. Se llevó a cabo un examen de las interacciones moleculares entre las especies soluto-solvente y solvente-solvente por medio de las relaciones de energía de solvatación lineal. Los datos de solubilidad obtenidos a través de experimentos se correlacionaron mediante el uso de cuatro modelos / ecuaciones, a saber, el modelo NRTL, la ecuación de Apelblat, λh ecuación y modelo de Wilson. La correlación dio como resultado los valores máximos de la raíz cuadrada media y la desviación promedio relativa de, respectivamente, 397,1 × 10 –5 y 7,57 × 10 –2. La ecuación de Apelblat dio desviaciones promedio relativas más bajas que los otros modelos / ecuaciones para un cierto solvente puro. Además, las propiedades termodinámicas de la mezcla, el coeficiente de actividad de dilución infinita y el exceso de entalpía reducida se obtuvieron en términos del modelo de Wilson.


Solubilidad

La solubilidad es una propiedad que se refiere a la capacidad de una sustancia determinada, el soluto, para disolverse en un disolvente.

Se mide en términos de la cantidad máxima de soluto disuelto en un disolvente en equilibrio.

La solución resultante se llama solución saturada.

Ciertas sustancias son solubles en todas las proporciones con un solvente dado, como el etanol en agua.

Esta propiedad se conoce como miscibilidad.

En diversas condiciones, la solubilidad de equilibrio se puede superar para dar una solución denominada sobresaturada, que es metaestable.

El disolvente suele ser un sólido, que puede ser una sustancia pura o una mezcla.

The species that dissolves, the solute, can be a gas, another liquid, or a solid.

Solubilities range widely, from infinitely soluble such as ethanol in water, to poorly soluble, such as silver chloride in water.

The term insoluble is often applied to poorly soluble compounds, though strictly speaking there are very few cases where there is absolutely no material dissolved.

The process of dissolving, called dissolution, is relatively straightforward for covalent substances such as ethanol.

When ethanol dissolves in water, the ethanol molecules remain intact but form new hydrogen bonds with the water.

When, however, an ionic compound such as sodium chloride (NaCl) dissolves in water, the sodium chloride lattice dissociates into separate ions which are solvated (wrapped) with a coating of water molecules.

Nonetheless, NaCl is said to dissolve in water, because evaporation of the solvent returns crystalline NaCl.


Ver el vídeo: PRÁCTICA DE SOLUBILIDAD (Noviembre 2022).