Unidad 4

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Física e Introducción a la biofísica 
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Apunte de Cátedra 
Unidad 4. Bases fisicoquímicas de la vida 
 
 
 
 
El agua es indispensable para que la supervivencia de los seres vivos, ya que los procesos vitales 
suceden en el medio acuoso. Los animales más evolucionados han desarrollado mecanismos que 
les permiten sobrevivir en medios osmóticos desfavorables. Durante el desarrollo de esta unidad 
estudiaremos los principios y las leyes físicas que intervienen en la regulación del equilibrio en el 
organismo. 
 
Los contenidos que se trabajarán en esta unidad son: 
 
 Soluciones 
 Concentración 
 Molaridad, molalidad 
 Factor i de van´t Hoff 
 Osmolaridad 
 Compartimentos físicos y químicos 
 Permeabilidad 
 Ley de Fick 
 Osmosis y presión osmótica 
 Osmómetros 
 Transporte en la membrana biológica 
 
 
 
 
Física e Introducción a la biofísica – UBA XXI - Primer cuatrimestre 2016 
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Soluciones 
Se define solución como 
 
la dispersión homogénea de dos o más sustancias. La proporción 
entre ellas define cuál es el solvente y cuál el soluto. 
El solvente es la sustancia que se encuentra en mayor proporción. A la 
inversa, el soluto es la sustancia que se presenta en menor proporción. 
 
Las soluciones pueden ser: 
 
 Diluida: La masa de soluto disuelta es pequeña con relación al solvente. 
 
 Concentrada: Contiene una mayor cantidad de soluto pero menor al máximo posible de 
disolución. 
 
 Saturada: Contiene el máximo de soluto que se puede disolver en el solvente a una 
determinada temperatura. 
 
 
La solubilidad es la cantidad de soluto capaz de disolverse en un solvente 
a cierta temperatura. Esta solubilidad depende, por un lado, de la naturaleza del soluto y 
del solvente y, por otro lado, de la temperatura y, a veces, de la presión 
En este material nos ocuparemos de soluciones diluidas y de las que están compuestas por un 
sólido no volátil y un solvente líquido. Desde el punto de vista de la biofísica nos interesa estudiar 
las soluciones acuosas ya que en los seres vivos el mayor componente es el agua. 
Una solución se caracteriza por la concentración de cada uno de sus componentes. La 
concentración de una solución es la relación entre la cantidad de soluto y la de solvente o 
solución. Se puede expresar de diferentes formas, algunas de las que utilizaremos son: 
 
 Molaridad (M) o concentración molar: moles de soluto 
 litro de solución 
 
 Molalidad o concentración molal: moles de soluto 
 kg de solvente 
 
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 Osmolaridad: osmoles de soluto 
 litro de solución 
 
 Fracción molar (X): moles del soluto . 
 moles totales de la solución 
 % m/V: gramos de soluto en 100 ml de solución. 
 
 % m/m: gramos de soluto en 100 g de solución. 
 
 
Recordemos que un mol de una sustancia contiene 6,022 . 1023 moléculas. La relación entre 
moles y masa es: 
Número de moles de soluto = masa de soluto 
 Masa relativa (Mr) 
 
Por ejemplo, supongamos que queremos saber cuántos gramos de urea (Mr = 60) hay disueltos 
en 100 ml de una solución acuosa 0,15 M. Para comenzar sabemos que molaridad (M) es el 
número de moles de soluto en 1 litro de solución, por lo tanto, ésta solución tiene 0,15 moles de 
urea en 1 litro de solución. Veamos, entonces, cuántos gramos son 0,15 moles: 
 
N° de moles de urea = masa de urea 
 Mr urea 
 
masa de urea = moles de urea . Mr urea 
 murea = 0,15 moles . 60 g/mol 
murea = 9 g 
 
Esta es la masa de urea en 1 litro, veamos en 100 ml: 
 
1000 ml ----------- 9 g 
 100 ml ----------- 0,9 g de urea 
 
Cuando disolvemos un soluto en un solvente puede ocurrir que parte del soluto se disocie 
(separe) en otras partículas. Esto ocurre en algunas sales que forman soluciones que son buenas 
conductoras de la electricidad (soluciones electrolíticas). Por ejemplo, cuando disolvemos NaCl 
(cloruro de sodio) en agua, parte de las moléculas de la sal se van a separar formando iones Na+ 
y Cl-. Es decir que de la cantidad original de partículas ahora ha aumentado ya que se disociaron 
una parte de las originales. Analicemos el siguiente ejemplo: 
 
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Agregamos 100 moléculas de NaCl a un litro de agua, como muestra el siguiente gráfico y 90 
moléculas de NaCl se disocian y 10 quedan unidas. 
 
 100 NaCl 
 
 111 
 
 
 
 
 
Al final quedan 190 partículas. Pero debemos encontrar alguna forma de representar el número de 
partículas disueltas. Para ello utilizamos un factor de corrección conocido como factor i de 
van’t Hoff. Se lo representa matemáticamente como: 
 
i = g .  
 
g: coeficiente osmótico que indica el grado de disociación. Cuanto de lo que ponemos se disocia. 
En nuestro ejemplo es 0,9 (90%). 
: Indica el número de partículas en que se disocia la molécula. 
 
Es evidente que las sustancias que no se disocian, como la urea y los hidratos de carbono, tiene 
un coeficiente i igual a 1. 
Todavía debemos encontrar la forma correcta de expresar la concentración en función de las 
partículas disueltas: esta es la osmolaridad: 
 
Osmolaridad (osm) = molaridad . i 
Osm = n° osmoles de soluto 
 litro de solución 
 
Osmol: es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro (6,022. 1023) de 
partículas. 
Vayamos a un ejemplo. Tenemos dos soluciones acuosas, una 0,1 molar de glucosa y otra 0,1 
molar de NaCl con un g (coeficiente osmótico) de 0,9 ¿Tienen la misma osmolaridad? 
 
 
 
10 NaCl 90 Na+ 
90 Cl- 
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Las sales como el NaCl se disocia en el agua y los hidratos de carbono como la glucosa no lo 
hacen. Por lo tanto: 
 
glucosa NaCl 
 
 
Osm = M . i 
 
i = 1 (glucosa no se disocia) 
 
Osm = M 
 
 
Osm = 0,1 osm/l 
 
 
Osm = M . i 
 
i =  .g 
 
 = 2 
 
Osm = 0,1 mol/l . 2 . 0,9 
 
Osm = 0,18 osm/l 
 
En este esquema observamos que las dos soluciones, a pesar de tener igual molaridad, tienen 
diferente osmolaridad. La osmolaridad de la solución de NaCl es mayor porque al disociarse 
aumenta la cantidad de partículas disueltas. 
 
Osmosis 
Comencemos con un ejemplo: tenemos un recipiente dividido en dos compartimentos por una 
membrana semipermeable pura MSP que permite el pasaje solo de solvente. Colocamos dos 
soluciones con igual solvente pero con diferente concentración. En el compartimento A está la más 
concentrada y en el B la más diluida. 
 
 A B 
 
 soluto 
 [A] > [B] 
 
 
 
 MSP (membrana semipermeable pura) 
 
 
 
 
 
 
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Inmediatamente y en forma espontánea, comienza a pasar solvente del compartimento más 
diluido (B) al más concentrado (A). 
 
 
 A B 
 
 
 
 
 
 
 
Este fenómeno se llama osmosis y podemos definirlo como: 
 
el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida a 
una más concentrada, cuando se encuentran separadaspor una 
membrana semipermeable. 
 
 
Presión osmótica 
Es la presión que debemos aplicar a una solución para impedir el 
pasaje de solvente hacia ella. Los compartimentos deben estar 
separados por una membrana semipermeable pura. 
 
Veamos un ejemplo. Tomamos un recipiente dividido por una membrana semipermeable pura y 
colocamos en uno de los compartimentos una solución, a la que queremos medir su presión 
osmótica, y en el otro, el mismo solvente de la solución. En A colocamos la solución (Sn) y en B el 
solvente (Sv). 
 P 
 A B 
 
 
 
 
 
 
 MSP 
 
Sv 
S v 
Sv 
Sv 
Sn 
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P: presión osmótica. Impide el pasaje de solvente desde el compartimento B al A. 
La presión osmótica es una propiedad de la solución que depende de la osmolaridad de la misma y 
de la temperatura a la que se mide. Se puede calcular con la ecuación de van’t Hoff cuya 
expresión matemática es: 
 = R . T . osm 
 
 
: presión osmótica en atm. 
R: constante de los gases ideales en l . atm 
 °K . mol 
T: temperatura en °K. 
Osm: osmolaridad en osmoles/litro. 
 
La presión osmótica es posible medirla, experimentalmente, con un osmómetro. Como se grafica 
abajo, el mismo consiste en un recipiente con un tubo delgado con una escala en milímetros y se 
le coloca una membrana semipermeable pura (celofán) en su base. En el osmómetro colocamos la 
solución, a la que vamos a medir la presión osmótica, hasta el 0 de la escala y, luego, lo 
introducimos en un recipiente más grande con el solvente. Es importante que el nivel de la 
solución en el osmómetro coincida con el nivel del solvente. Luego de un tiempo va a entrar 
solvente al osmómetro, por ósmosis, y se elevará la columna de líquido hasta una determinada 
altura donde se detiene. 
 
 
 
 solución 
 h 
 0 
 
 solvente 
 MSP 
 
 
La columna de líquido deja de subir cuando la presión hidrostática que ejerce es igual a la presión 
osmótica. Habíamos definido a la presión osmótica como la presión que hay que ejercer sobre la 
solución para impedir el pasaje de solvente. En este caso la presión que ejerce la columna de 
líquido impide el pasaje de solvente, por lo tanto es igual en valor a la presión osmótica de la 
solución. 
 
 
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La presión hidrostática la calculábamos como: 
P = δ . g . h 
 
δ: densidad 
g: aceleración de la gravedad 
h: altura de la columna de líquido en el osmómetro 
 
Por lo tanto podemos decir que: 
 = Pestática = δ . g . h 
 
Supongamos que la solución tiene una densidad de 1,07 g/cm3, está a una temperatura de 37 °C (310 
°K) y alcanza una altura de equilibrio de 120 cm. ¿Cuál es el valor de la presión osmótica de la 
solución? 
 = δ . g . h 
 
 = 1,07 g/cm3 . 980 cm/s . 120 cm 
 
 = 125.832 ba 
 
1.332,8 ba = 1 mmHg 
 
125.832 ba = 94,41 mm Hg = 0,124 atm 
 
 
A partir de la ecuación de van´t Hoff podemos averiguar la osmolaridad de la solución: 
 
 = R . T . osm 
 
 osm =  _ 
 R . T 
 
 osm = 0,124 atm________ 
 0,082 l.atm/°K.mol .310°K 
 
 osm = 0,0049 osm/l 
 
 
 
 
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Recordemos que la presión osmótica de una solución depende de la 
concentración y de la temperatura a la que se encuentra. Es decir 
que la misma solución tendrá diferente presión osmótica según a la 
temperatura que la midamos. 
 
El agua es la sustancia más abundante en los seres vivos y atraviesa las membranas celulares, 
que son semipermeables, puede penetrar en el espacio intracelular o salir del mismo. Esta 
capacidad depende de la diferencia de concentración entre los líquidos intracelular y extracelular. 
Por ejemplo, cuando colocamos una hoja de lechuga en agua vemos que luego de un rato se 
“hincha”. Esto sucede como consecuencia de la entrada de agua por el fenómeno osmótico. La 
situación inversa es cuando colocamos un trozo de carne en una solución sobresaturada de sal. En 
este caso, el agua va a pasar de las células de la carne a la solución. Esta es una forma de 
preservar alimentos que se usa desde la antigüedad. Los microorganismos no se pueden 
desarrollar en un medio con tanta osmalaridad. 
Si se compara la osmolaridad de una solución con la del medio intracelular, podemos clasificarlas 
en: 
 Isoosmolar: presenta la misma osmolaridad. 
 Hiposomolar: presenta menor osmolaridad. 
 Hiperosmolar: presenta mayor osmolaridad. 
 
En fisiología se usa generalmente los términos isotónico, hipotónico e hipertónico como sinónimos 
de iso, hipo e hiperosmótico, respectivamente. Por ejemplo, la solución fisiológica que se utiliza 
para aplicar en forma endovenosa está compuesta por agua y NaCl en una concentración de 0,9 g 
% que equivale a una osmolaridad de 0,310 osm/l, igual a la del plasma sanguíneo. Cuando se 
administra una solución por vía endovenosa se debe tener especial cuidado en respetar la 
osmolaridad del plasma ya que se podrían producir cambios osmóticos en los glóbulos rojos si la 
solución administrada fuera hipo o hipertónica. Observemos, entonces, cuán importante es la 
osmosis en los seres vivos. 
 
Difusión 
Con el propósito de mantener el equilibrio del medio interno, se produce el intercambio de 
sustancias a través de la membrana celular. Este intercambio se llama transporte y se clasifica en 
pasivo (sin gasto de energía) y activo (con gasto de energía). Entre los transportes pasivos 
encontramos la difusión simple de partículas pequeñas sin carga. Podemos definir a la difusión 
como la tendencia de una sustancia a esparcirse en un medio. 
Por ejemplo, cuando tenemos una pecera y los peces tienen algún tipo de hongo se los trata con 
azul de metileno en el agua. Dejamos caer una gota por litro de agua y al rato vemos que la 
pecera se puso celeste. ¿Qué pasó?: el azul de metileno se esparció espontáneamente, sin que 
hagamos algo, por toda la pecera. Este movimiento es el fenómeno de difusión. Las partículas de 
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azul de metileno se movieron del lugar de mayor concentración hacia donde había menor 
concentración. 
Gracias a la ley de Fick, es posible estimar la cantidad de moléculas que se difunden por una 
determinada sección en un determinado tiempo. Su expresión matemática es: 
 
J = D . G 
J: flujo 
D: coeficiente de difusión 
G: gradiente de concentración 
 
El flujo (J) es una magnitud vectorial que indica la cantidad de partículas que pasan por la unidad 
de área en la unidad de tiempo. El sentido del flujo es desde la zona de mayor concentración a 
la de menor concentración. Sus unidades son mol/cm2.s 
El gradiente de concentración (G) es un vector que indica hacia donde crece la concentración, 
es decir apunta hacia donde hay más concentración. Tiene sentido opuesto al flujo. Sus unidades 
son mol/cm4. 
El coeficientede difusión es una constante proporcionalidad que depende de la sustancia, la 
temperatura y del medio en que difunde. Sus unidades son cm2/s. 
Retomemos el ejemplo de la pecera a la cual le dejamos caer unas gotas de azul de metileno. El 
azul de metileno difunde del lugar de mayor concentración al de menor con un flujo (J) en contra 
de un gradiente de concentración (G), según se presenta en el siguiente gráfico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
La diferencia de concentración entre dos puntos es C. El gradiente de concentración se puede 
expresar como el cociente entre la diferencia de concentración y la distancia tomada, o sea: 
G = C 
 x 
 
x: distancia entre las concentraciones tomadas para el C. 
 
C 
G 
J 
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La ley de Fick queda entonces expresada así: 
 
J = D . C 
 x 
 
 mol = cm2 . mol___ 
 cm2 . s s cm3 . s 
 
 
Esta ley se puede aplicar a la difusión de partículas no cargadas a través de la membrana celular. 
La membrana tiene un espesor constante y define la distancia entre la concentración intracelular y 
la extracelular. En la ley de Fick cambiamos el termino x por el del espesor (e). Si 
obtenemos el cociente entre el coeficiente de difusión (D) y el espesor € 
nos queda un nuevo término que llamamos permeabilidad (P) 
 
P = D 
 e 
 
cm = cm2__ 
s s . cm 
 
Entonces la ley de Fick aplicada a la membrana queda así: 
 
J = P . C 
 
moles = cm . moles 
 cm2 . s s cm3 
 
La permeabilidad es característica de cada sustancia y de cada membrana biológica. 
Algunas sustancias como los gases respiratorios, algunas moléculas solubles en lípidos, como las 
hormonas esteroides y pequeñas moléculas como el glicerol atraviesan la membrana cumpliendo 
con la ley de Fick. 
 
Compartimentos fluidos del organismo 
Es posible pensar a los mamíferos como compartimentos que, a su vez, están subdivididos en 
varios compartimentos menores. En el ser humano el 60% de su peso corporal corresponde al 
agua. El compartimento corporal puede dividirse en dos grandes compartimentos: 
 
 Compartimento intracelular. Es el más grande, aproximadamente el 40% del peso 
corporal y está delimitado por las membranas celulares. 
 Compartimento extracelular, a su vez, dividido en dos compartimentos: 
 
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 Compartimento intravascular: es todo el contenido que circula por el aparato 
circulatorio. Está limitado por el endotelio vascular. Representa aproximadamente 
el 5% del peso corporal. 
 Compartimento intersticial: constituido por el líquido que está entre las células. 
Está limitado por el endotelio vascular y la cara externa de las membranas 
celulares. Representa el 15 % del peso corporal. 
 
Vimos que los seres vivos están compuestos en su mayoría por agua y sales. El adecuado 
equilibrio entre el medio interno del animal y el ambiente define la capacidad de supervivencia del 
individuo. Los procesos de osmosis y difusión juegan un rol fundamental en el mantenimiento del 
medio interno. Su conocimiento nos permite avanzar en el estudio de los procesos fisiológicos que 
rigen la vida de un individuo. 
 
Para seguir trabajando… 
Al finalizar la lectura de la Unidad 4, en primer lugar, les sugerimos que 
realicen el Autotest disponible en la pestaña Evaluación del Campus 
Virtual. Utilizar esta herramienta, les permitirá corroborar la comprensión 
de los principales conceptos desarrollados en la unidad. 
En segundo lugar, luego del Autotest, les proponemos que realicen los 
Ejercicios de aplicación, que proponen resolver diferentes problemas y 
que les permitirán integrar diferentes temas trabajados en la unidad. Estos 
problemas están disponibles en la pestaña Recursos, donde también 
encontrarán el documento con las soluciones para que puedan analizar su 
propia resolución. 
 
Recuerden que habrán completado el trabajo con la 
Unidad 4 una vez que hayan finalizado la lectura del 
Apunte de Cátedra y realizado la totalidad de los ejercicios 
propuestos para esta unidad. 
 
 
Para citar este documento: 
Rivolta, Miguel y Lucas Benavides (2016), Apunte de cátedra: Unidad 4. Bases físicoquímicas de la vida, 
Buenos Aires, UBA XXI. Disponible en el campus virtual www.ubaxxicampusvirtual.uba.ar. 
Este material se utiliza con fines exclusivamente educativos.