Disoluciones · Dossier ECEP Media Química - Francisco Javier Núñez Valenzuela

Una disolución es una mezcla homogénea: el soluto (lo que está en menor cantidad) se dispersa por completo en el solvente (lo que está en mayor cantidad, casi siempre agua).

Subdominio 1.1 · Concentración

Cuánto soluto hay en cuánta disolución

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias: el soluto (lo que se disuelve, en menor cantidad) y el solvente o disolvente (el que disuelve, en mayor cantidad, casi siempre agua). La concentración responde a una pregunta simple: ¿cuánto soluto hay por cada cantidad de disolución o de solvente? La prueba la mide de dos maneras: cualitativa (palabras: diluida, concentrada, saturada) y cuantitativa (un número con su unidad: M, m, %, ppm, X). Saber traducir de una a otra y resolver cálculos rutinarios es la clave del dominio.

1.1

Concentración cualitativa: diluida, concentrada, saturada y sobresaturada

Desde cero

Sin números, podemos describir cuánto soluto lleva una disolución comparándola con cuánto admite el solvente a esa temperatura. Imagina ir echando azúcar a un vaso de agua de a poco:

Diluida: hay poco soluto respecto de lo que el solvente podría disolver. Una cucharadita de azúcar en un litro de agua.
Concentrada: hay bastante soluto, cercano al límite, pero todavía todo está disuelto.
Saturada: el solvente disolvió todo lo que podía a esa temperatura. Si agregas más soluto, ya no se disuelve y queda en el fondo (precipitado o cuerpo de fondo).
Sobresaturada: contiene más soluto disuelto que el máximo. Es un estado inestable que se logra, por ejemplo, calentando para disolver más y luego enfriando con cuidado. Cualquier perturbación hace que el exceso cristalice de golpe.

Idea clave

La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad fija de solvente a una temperatura dada (suele darse en g de soluto / 100 mL de agua). Una disolución está saturada cuando alcanza exactamente ese valor.

Error típico

"Concentrada" no es sinónimo de "saturada". Una disolución puede ser muy concentrada y aún no estar saturada (le cabe más soluto). Saturada es un punto exacto: el del límite de solubilidad a esa temperatura.

Pregunta tipo ECEP

A 20 °C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es de unos 36 g por cada 100 mL. Un estudiante disuelve 30 g de NaCl en 100 mL de agua a esa temperatura y todo el sólido desaparece. ¿Cómo se clasifica esta disolución?

A) Saturada, porque ya tiene una cantidad importante de sal disuelta en el agua.
B) No saturada (concentrada), porque hay 30 g disueltos pero aún cabrían unos 6 g más antes del límite de 36 g.
C) Sobresaturada, porque 30 g es una cantidad muy grande de sal para tan poca agua.
D) Diluida, porque todo el sólido se disolvió sin dejar cuerpo de fondo.

Correcta: B. El límite a 20 °C es 36 g/100 mL y solo hay 30 g disueltos, así que aún se podría disolver más (~6 g): no está saturada, pero está cerca del límite, por eso "concentrada / no saturada". A confunde "tener bastante" con haber llegado al límite exacto. C es imposible: para sobresaturar habría que superar los 36 g y mantenerlos disueltos; aquí ni siquiera se llega al máximo. D usa "que todo se disolvió" como prueba de diluida, pero a 30 de 36 g la disolución está lejos de ser diluida.

Pregunta tipo ECEP

Se calienta agua, se disuelven 110 g de azúcar en 100 mL (más de lo que admite a temperatura ambiente) y se deja enfriar lentamente sin tocar el recipiente. El líquido queda transparente, sin sólido en el fondo, pero al dejar caer un solo cristal se forma azúcar sólida de golpe. Antes de tocarla, la disolución era:

A) Diluida, porque a simple vista se ve como agua transparente.
B) Saturada, porque contiene exactamente el máximo de azúcar posible.
C) Sobresaturada, porque retenía más soluto disuelto que el máximo estable y por eso cristalizó al perturbarla.
D) Concentrada pero estable, ya que mantuvo el azúcar disuelta hasta que la agitaron.

Correcta: C. El método (calentar para disolver de más y enfriar con cuidado) y la cristalización repentina al introducir un cristal "semilla" son la firma de una disolución sobresaturada: estado inestable con más soluto del máximo. A se deja engañar por el aspecto transparente. B describe el límite estable, pero aquí hay más que el máximo. D niega la inestabilidad: precisamente lo que define a la sobresaturada es que cualquier perturbación la rompe.

1.2

Unidades cuantitativas de concentración

Desde cero

Para poner un número a la concentración hay varias unidades, cada una pensada para un contexto. Lo importante es saber qué divide entre qué en cada una:

Molaridad (M): moles de soluto por litro de disolución. Es la reina del laboratorio.
Molalidad (m): moles de soluto por kilogramo de solvente. Como no usa volumen, no cambia con la temperatura; por eso se usa en propiedades coligativas.
Porcentaje masa/masa (%m/m): gramos de soluto por cada 100 g de disolución.
Porcentaje masa/volumen (%m/v): gramos de soluto por cada 100 mL de disolución (típico del suero y los fármacos).
Partes por millón (ppm): miligramos de soluto por litro de disolución acuosa diluida (mg/L), o un gramo por tonelada. Sirve para cantidades muy pequeñas (contaminantes, flúor del agua potable).
Fracción molar (X): moles de un componente entre los moles totales. No tiene unidad y todas las fracciones suman 1.

Idea clave

M = mol_soluto / L_disolución ··· m = mol_soluto / kg_solvente ··· %m/m = (g_soluto / g_disolución) × 100 ··· %m/v = (g_soluto / mL_disolución) × 100 ··· ppm = mg_soluto / L_disolución ··· X_A = n_A / n_total

Error típico

Confundir el denominador. La molaridad usa litros de disolución (soluto + solvente ya mezclados), no litros de agua. La molalidad usa kg de solvente (solo el agua). Y el %m/m divide por la masa total de la disolución, no por la del agua sola.

Ejemplo resuelto: molaridad

Se disuelven 40 g de hidróxido de sodio (NaOH) en agua hasta completar 500 mL de disolución. ¿Cuál es la molaridad? La masa molar del NaOH es 40 g/mol.

Moles de soluto: n = 40 g ÷ 40 g/mol = 1 mol.
Volumen en litros: 500 mL = 0,5 L.
Molaridad: M = 1 mol ÷ 0,5 L = 2 M (2 mol/L).

Ejemplo resuelto: ppm

El agua potable trae 0,7 mg de flúor por cada litro. Como en disoluciones acuosas diluidas 1 L pesa aproximadamente 1 kg (y 1 mg/kg = 1 ppm), la concentración es 0,7 ppm.

Pregunta tipo ECEP

Se disuelven 117 g de cloruro de sodio (NaCl, masa molar 58,5 g/mol) en agua hasta obtener 2 L de disolución. ¿Cuál es su molaridad?

A) 0,5 M, dividiendo los 2 mol de NaCl entre 4 litros de agua.
B) 1 M, porque 117 g entre 58,5 g/mol dan 2 mol y, divididos por 2 L, resulta 1 mol/L.
C) 2 M, usando directamente los 2 mol de soluto como si fueran la molaridad.
D) 58,5 M, dividiendo la masa de soluto (117 g) por el volumen (2 L).

Correcta: B. Primero los moles: n = 117 ÷ 58,5 = 2 mol. Luego M = 2 mol ÷ 2 L = 1 mol/L. A inventa "4 litros de agua" y, además, la molaridad va por litros de disolución, no de agua. C confunde los moles de soluto con la molaridad (olvidó dividir por el volumen). D divide gramos por litros: eso no es molaridad (faltó pasar a moles con la masa molar).

Pregunta tipo ECEP

El suero fisiológico es una disolución de NaCl al 0,9 %m/v. ¿Cuántos gramos de NaCl hay en una bolsa de 500 mL?

A) 0,9 g, tomando el 0,9 % como gramos por bolsa sin importar el volumen.
B) 9 g, suponiendo que el 0,9 %m/v equivale a 9 g por cada 500 mL.
C) 4,5 g, porque 0,9 %m/v son 0,9 g por cada 100 mL y en 500 mL hay 5 veces esa cantidad.
D) 45 g, multiplicando 0,9 g por los 500 mL del envase.

Correcta: C. 0,9 %m/v significa 0,9 g de NaCl por cada 100 mL. En 500 mL hay 500 ÷ 100 = 5 porciones de 100 mL, así que 0,9 × 5 = 4,5 g. A ignora que el porcentaje se refiere a 100 mL, no a la bolsa entera. B confunde el dato con 0,9 g por cada 50 mL. D multiplica por el volumen completo en mL, exagerando el resultado por un factor 10.

Pregunta tipo ECEP

Una muestra de agua de río contiene 5 mg de plomo disueltos en 50 L de agua. ¿Cuál es la concentración de plomo en partes por millón (ppm), considerando que 1 ppm = 1 mg/L?

A) 0,1 ppm, dividiendo los 5 mg de plomo entre los 50 L de agua.
B) 5 ppm, tomando los miligramos de plomo directamente como ppm.
C) 10 ppm, dividiendo los 50 L entre los 5 mg.
D) 250 ppm, multiplicando los 5 mg por los 50 L.

Correcta: A. ppm = mg de soluto ÷ L de disolución = 5 mg ÷ 50 L = 0,1 mg/L = 0,1 ppm. B ignora el volumen y confunde los miligramos con la concentración. C invierte la división (litros sobre miligramos). D multiplica en vez de dividir, lo que da una concentración absurdamente alta.

Pregunta tipo ECEP

En una mezcla hay 2 mol de etanol y 8 mol de agua. ¿Cuál es la fracción molar del etanol?

A) 0,25, calculada como moles de etanol entre moles totales: 2 ÷ (2 + 8) = 2 ÷ 10.
B) 0,2, dividiendo los 2 mol de etanol entre solo los 8 mol de agua.
C) 4, dividiendo los 8 mol de agua entre los 2 mol de etanol.
D) 0,75, porque corresponde a la fracción de la sustancia mayoritaria.

Correcta: A. X_etanol = n_etanol ÷ n_total = 2 ÷ (2 + 8) = 2 ÷ 10 = 0,25. (Coherente: X_agua = 8÷10 = 0,75 y ambas suman 1.) B usa solo los moles de agua en el denominador, en vez de los moles totales. C calcula una razón sin sentido (es mayor que 1, imposible para una fracción molar). D entrega la fracción del agua, no la del etanol.

1.3

Preparar y diluir disoluciones: C₁V₁ = C₂V₂

Desde cero

Diluir es agregar más solvente a una disolución para bajar su concentración. La clave: al echar agua cambia el volumen y la concentración, pero la cantidad de soluto (los moles) no cambia: no agregaste ni quitaste soluto, solo lo repartiste en más líquido. De ahí sale la fórmula de dilución.

Idea clave

C₁ · V₁ = C₂ · V₂ (la concentración inicial por su volumen es igual a la final por el suyo, porque los moles de soluto se conservan). Sirve con cualquier unidad de concentración, siempre que uses la misma en ambos lados.

Ejemplo resuelto: dilución

¿Qué volumen de una disolución concentrada de HCl 6 M se necesita para preparar 300 mL de HCl 0,5 M?

Datos: C₁ = 6 M, C₂ = 0,5 M, V₂ = 300 mL. Buscamos V₁.
Despejo: V₁ = (C₂ · V₂) ÷ C₁ = (0,5 × 300) ÷ 6.
Resultado: V₁ = 150 ÷ 6 = 25 mL. Se toman 25 mL de la disolución 6 M y se completa con agua hasta 300 mL.

Error típico

Pensar que para diluir hay que "agregar 300 mL de agua". No: se mide el volumen calculado de disolución concentrada (25 mL) y se completa con agua hasta el volumen final (300 mL). El agua añadida es 300 − 25 = 275 mL, no 300.

Pregunta tipo ECEP

Se toman 50 mL de una disolución de glucosa 2 M y se les agrega agua hasta completar 200 mL. ¿Cuál es la concentración final?

A) 8 M, multiplicando la concentración inicial por la razón de volúmenes 200÷50.
B) 2 M, porque al agregar agua la concentración del soluto no cambia.
C) 0,5 M, porque C₂ = (C₁V₁)÷V₂ = (2·50)÷200 = 0,5 mol/L.
D) 1 M, dividiendo la concentración inicial entre 2 sin usar los volúmenes reales.

Correcta: C. Por conservación del soluto, C₁V₁ = C₂V₂, entonces C₂ = (2 × 50) ÷ 200 = 100 ÷ 200 = 0,5 M. A invierte la razón de volúmenes: al diluir la concentración baja, no sube. B es falso: diluir sí reduce la concentración (los mismos moles en más volumen). D divide por un factor 2 arbitrario; el volumen se cuadruplicó (de 50 a 200), así que la concentración baja a la cuarta parte.

Pregunta tipo ECEP

Una técnica necesita preparar 250 mL de ácido sulfúrico 0,2 M a partir de una disolución madre 5 M. ¿Qué volumen de la disolución 5 M debe medir?

A) 25 mL, dividiendo el volumen final (250 mL) entre 10 sin usar las concentraciones.
B) 50 mL, usando V₁ = C₂ · V₂ pero olvidando dividir por C₁.
C) 6250 mL, multiplicando datos sin sentido físico (5 × 0,2 × 250 × 25).
D) 10 mL, ya que V₁ = (0,2 × 250) ÷ 5 = 50 ÷ 5 = 10 mL, y luego completa con agua hasta 250 mL.

Correcta: D. V₁ = (C₂ · V₂) ÷ C₁ = (0,2 × 250) ÷ 5 = 50 ÷ 5 = 10 mL; ese volumen se afora con agua hasta 250 mL. A ignora por completo las concentraciones. B deja el producto 0,2×250 = 50 sin dividir por 5. C multiplica datos sin sentido físico, dando un volumen mayor que el final.

Subdominio 1.2 · Solubilidad

Qué hace que algo se disuelva más o menos

No todo se disuelve en todo, ni en la misma medida. Tres factores deciden cuánto soluto admite un solvente: la naturaleza de ambos (su polaridad), la temperatura y la presión (esta última solo importa para gases). Entender estos factores explica fenómenos cotidianos: por qué el aceite no se mezcla con el agua, por qué el azúcar se disuelve mejor en té caliente y por qué una bebida pierde gas al destaparla.

2.1

Naturaleza del soluto y del solvente: lo semejante disuelve a lo semejante

Desde cero

La regla de oro es "lo semejante disuelve a lo semejante": las sustancias polares se disuelven en solventes polares, y las no polares (apolares) en solventes no polares.

El agua es polar: su molécula (H₂O) tiene un lado con carga parcial negativa (el oxígeno) y otro positivo (los hidrógenos). Por eso disuelve muy bien la sal (NaCl, que se separa en iones Na⁺ y Cl⁻) y el azúcar (polar).
El aceite es no polar: sus moléculas no tienen polos. Por eso no se disuelve en agua (forman dos capas), pero sí en solventes apolares como la bencina.

Cuando soluto y solvente son del mismo "tipo", sus moléculas se atraen entre sí y se mezclan; cuando no lo son, cada una prefiere quedarse con las suyas y se separan.

Idea clave

Polar disuelve polar (agua + sal, agua + azúcar). No polar disuelve no polar (aceite + bencina). Polar y no polar no se mezclan (agua + aceite). El jabón funciona justamente porque tiene un extremo polar y otro no polar, y así une el agua con la grasa.

Pregunta tipo ECEP

En el laboratorio se agita yodo (I₂, sustancia no polar) por separado con agua y con tetracloruro de carbono (CCl₄, solvente no polar). ¿En cuál se disolverá mejor y por qué?

A) En agua, porque el agua disuelve prácticamente cualquier sustancia.
B) En el tetracloruro de carbono, porque tanto el yodo como el CCl₄ son no polares y "lo semejante disuelve a lo semejante".
C) En agua, porque el yodo, al ser sólido, necesita un solvente polar para separarse.
D) En ninguno, porque el yodo sólido no se disuelve en ningún líquido.

Correcta: B. El yodo es no polar y el CCl₄ también, así que se disuelven bien entre sí (la disolución toma color violeta), mientras que en el agua polar el yodo casi no se disuelve. A repite el mito de que "el agua disuelve todo": no disuelve bien lo no polar. C invierte la regla (lo no polar prefiere solvente no polar). D es falso: el yodo sí se disuelve, solo que en el solvente adecuado.

2.2

Temperatura y presión

Desde cero

Dos factores más, según el estado del soluto:

Temperatura. Para la mayoría de los sólidos, al subir la temperatura sube la solubilidad: el azúcar se disuelve mejor en té caliente que en té frío. Para los gases ocurre lo contrario: a mayor temperatura, menos gas disuelto (por eso una gaseosa tibia se desgasifica más rápido y los peces sufren en agua caliente, con menos oxígeno).
Presión. Prácticamente solo afecta a los gases. La ley de Henry dice que, a más presión sobre el líquido, más gas se disuelve. Por eso las bebidas gaseosas se embotellan a alta presión de CO₂: al destaparlas baja la presión y el gas escapa formando burbujas.

Figura 1. Para la mayoría de los sólidos, la solubilidad (g por 100 mL de agua) aumenta al subir la temperatura: la curva sube hacia la derecha. En los gases la tendencia es la opuesta: más temperatura, menos gas disuelto.

Error típico

Creer que "calentar siempre ayuda a disolver". Vale para casi todos los sólidos, pero con los gases es al revés: calentar expulsa el gas. Por eso la gaseosa caliente pierde el CO₂ más rápido y el agua hervida queda "sin aire".

Pregunta tipo ECEP

Una botella de bebida gaseosa, cerrada y a presión, no muestra burbujas; al destaparla, comienza a burbujear de inmediato. ¿Qué explica mejor lo observado?

A) Al abrir la botella entra aire que reacciona químicamente con el líquido y produce gas nuevo.
B) Al abrir baja la presión sobre el líquido y, por la ley de Henry, disminuye la solubilidad del CO₂, que escapa en burbujas.
C) Al abrir sube la temperatura del líquido, y eso aumenta la solubilidad del gas, formando burbujas.
D) El gas se forma porque la luz que entra al destapar descompone el agua de la bebida.

Correcta: B. La bebida se embotella con CO₂ a alta presión; al destapar, la presión cae a la atmosférica y, según la ley de Henry, menos gas puede quedar disuelto, así que el exceso sale como burbujas. A inventa una reacción química inexistente: es un proceso físico de des-disolución. C contradice la realidad (en gases, más temperatura es menos solubilidad, no más) y abrir no calienta el líquido. D es un disparate: la luz no descompone el agua aquí.

Pregunta tipo ECEP

Un acuarista nota que, en verano, los peces de su estanque suben a la superficie a "boquear". ¿Qué relación con la solubilidad de los gases explica el fenómeno?

A) El agua caliente disuelve más oxígeno, y el exceso intoxica a los peces.
B) La temperatura no afecta a los gases disueltos; los peces suben por la luz del sol.
C) El calor aumenta la presión del agua y eso expulsa a los peces hacia arriba.
D) El agua caliente disuelve menos oxígeno, por lo que hay menos O₂ disponible para los peces.

Correcta: D. La solubilidad de los gases baja al subir la temperatura: en verano el agua caliente retiene menos O₂ disuelto, así que los peces buscan oxígeno cerca de la superficie. A invierte la tendencia (más temperatura es menos gas disuelto, no más). B niega el efecto de la temperatura, que aquí es central. C mezcla presión con un mecanismo físico inexistente; el problema es la falta de oxígeno, no la presión.

Subdominio 1.3 · Propiedades coligativas

Cómo cambia el solvente al agregarle soluto

Las propiedades coligativas son cambios en el solvente que dependen solo de la cantidad de partículas de soluto disueltas, no de su naturaleza (da igual si es sal o azúcar, lo que importa es cuántas partículas hay). Son cuatro: el descenso de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y la presión osmótica. Aparecen en mil situaciones cotidianas: la sal en las calles con hielo, el anticongelante del auto, la salazón de los alimentos y el suero del hospital.

3.1

Las cuatro propiedades coligativas

Desde cero

Al disolver un soluto (no volátil) en un solvente, las partículas del soluto "estorban" y cambian cuatro propiedades del solvente. Todas dependen de cuántas partículas hay, no de qué son:

Descenso de la presión de vapor. Las partículas de soluto dificultan que el solvente se evapore, así que su presión de vapor baja.
Aumento del punto de ebullición (ascenso ebulloscópico). Como el solvente se evapora con más dificultad, hay que calentar más para que hierva: el agua con sal hierve a algo más de 100 °C.
Descenso del punto de congelación (descenso crioscópico). Las partículas estorban la formación de cristales de hielo, así que el solvente congela a una temperatura más baja: el agua con sal congela bajo 0 °C.
Presión osmótica. Si dos disoluciones de distinta concentración se separan con una membrana semipermeable, el solvente pasa desde la más diluida hacia la más concentrada (ósmosis). La presión osmótica es la que habría que aplicar para frenar ese paso.

Idea clave

Coligativas = dependen del número de partículas, no de su identidad. Por eso 1 mol de NaCl (que se separa en 2 iones, Na⁺ y Cl⁻) afecta más que 1 mol de azúcar (que no se separa): genera el doble de partículas. La concentración suele medirse en molalidad (m), porque no cambia con la temperatura.

Error típico

Pensar que "más concentrado = hierve antes". Es al revés: agregar soluto sube el punto de ebullición y baja el de congelación. También se confunde el tipo de soluto: lo que cuenta es el número de partículas, por eso una sal que se disocia pesa más que un azúcar que no lo hace, a igual cantidad de moles.

Pregunta tipo ECEP

Se preparan dos ollas: una con agua pura y otra con agua y bastante sal disuelta. Ambas se calientan por igual. ¿Qué se espera del punto de ebullición?

A) El agua con sal hierve a una temperatura mayor que el agua pura, por ascenso ebulloscópico.
B) El agua con sal hierve a una temperatura menor, porque la sal "ayuda" a evaporar.
C) Ambas hierven exactamente a 100 °C, porque la sal no influye en la ebullición.
D) El agua con sal nunca llega a hervir, porque la sal lo impide por completo.

Correcta: A. Las partículas de sal dificultan la evaporación, así que hay que calentar más para hervir: el punto de ebullición sube (ascenso ebulloscópico). B invierte el efecto. C ignora que un soluto no volátil sí modifica la ebullición. D exagera: el agua salada sí hierve, solo que a algo más de 100 °C.

Pregunta tipo ECEP

Se disuelve 1 mol de glucosa (no se disocia) en 1 kg de agua, y por separado 1 mol de NaCl (se disocia en Na⁺ y Cl⁻) en otro kilo de agua. ¿Cuál disolución baja más el punto de congelación?

A) La de glucosa, porque sus moléculas son más grandes y estorban más.
B) Ambas igual, porque tienen la misma cantidad de moles de soluto.
C) La de NaCl, porque al disociarse genera el doble de partículas y las coligativas dependen del número de partículas.
D) Ninguna baja el punto de congelación; ambas congelan a 0 °C.

Correcta: C. Las coligativas dependen del número de partículas: 1 mol de NaCl produce 2 mol de iones (Na⁺ + Cl⁻), el doble que 1 mol de glucosa, así que baja más el punto de congelación. A apela al tamaño molecular, que es irrelevante para las coligativas. B cuenta moles de fórmula e ignora la disociación. D niega el descenso crioscópico, que es justo lo que ocurre.

Echar sal sobre el hielo de las calles aprovecha el descenso crioscópico: la sal disuelta hace que el hielo se derrita a temperaturas bajo 0 °C, evitando que se forme de nuevo.

3.2

Fenómenos cotidianos de las propiedades coligativas

Desde cero

Estas propiedades explican prácticas de todos los días:

Sal en las calles con hielo (descenso crioscópico). La sal baja el punto de congelación del agua, así que el hielo se derrite aunque la temperatura esté bajo 0 °C y no se vuelve a formar tan fácil.
Anticongelante del auto (descenso crioscópico + ascenso ebulloscópico). El etilenglicol disuelto en el agua del radiador evita que se congele en invierno y que hierva en verano.
Salazón de alimentos (presión osmótica). Rodear carne o pescado de sal crea afuera una concentración altísima; por ósmosis, el agua sale de los microbios y de los tejidos, deshidratando y conservando el alimento.
Suero fisiológico (presión osmótica). Se usa al 0,9 %m/v porque es isotónico: tiene la misma concentración que el interior de las células, así no las hincha ni las encoge.

Idea clave

En ósmosis, el solvente (agua) siempre se mueve hacia donde hay más soluto, buscando igualar concentraciones. Una célula en agua muy salada pierde agua y se arruga; en agua pura, gana agua y se hincha. El suero al 0,9 % equilibra ambos lados.

Pregunta tipo ECEP

En invierno se esparce sal sobre las carreteras cubiertas de hielo. ¿Qué propiedad coligativa fundamenta esta práctica?

A) El ascenso ebulloscópico, porque la sal eleva el punto de ebullición del agua.
B) El descenso crioscópico, porque la sal disuelta baja el punto de congelación del agua y el hielo se derrite bajo 0 °C.
C) El descenso de la presión de vapor, porque la sal hace que el hielo se evapore.
D) La presión osmótica, porque la sal empuja el agua del hielo hacia la calle.

Correcta: B. Al disolverse, la sal provoca un descenso crioscópico: el agua salada congela a una temperatura menor que 0 °C, de modo que el hielo se funde y no vuelve a formarse fácilmente. A habla del punto de ebullición, irrelevante para derretir hielo. C confunde el fenómeno: no se trata de evaporar, sino de derretir. D aplica la ósmosis donde no hay membrana ni ese mecanismo.

Pregunta tipo ECEP

Para conservar pescado, se lo cubre completamente con sal durante varios días. ¿Por qué esto evita que se descomponga?

A) La sal mata a las bacterias por contacto directo, sin relación con el agua.
B) La sal reacciona químicamente con las proteínas del pescado y forma un compuesto estable.
C) Por ósmosis, la alta concentración de sal afuera extrae el agua de los tejidos y de los microorganismos, deshidratándolos.
D) La sal sube el punto de ebullición del agua del pescado, impidiendo que hierva.

Correcta: C. La capa de sal crea afuera una concentración altísima; por ósmosis, el agua sale del pescado y de las bacterias hacia la zona salada, deshidratando los tejidos y los microbios, que no pueden vivir sin agua. A simplifica de más: el mecanismo es la pérdida de agua, no un "contacto" mágico. B inventa una reacción química que no ocurre. D trae el punto de ebullición, que no tiene nada que ver con la conservación.

Pregunta tipo ECEP

El suero fisiológico que se inyecta a un paciente es una disolución de NaCl al 0,9 %m/v. ¿Por qué se usa esa concentración y no agua pura?

A) Porque al 0,9 % es isotónico con las células: tiene la misma presión osmótica, así no se hinchan ni se arrugan.
B) Porque el agua pura es más barata y por eso se le agrega sal solo para abaratar costos.
C) Porque la sal eleva el punto de ebullición del suero y así se esteriliza dentro de la vena.
D) Porque el agua pura congelaría dentro del cuerpo y la sal lo evita.

Correcta: A. Al 0,9 %m/v el suero es isotónico: su presión osmótica iguala la del interior celular, de modo que no entra ni sale agua de las células y estas conservan su forma. Con agua pura, el agua entraría a las células por ósmosis y podría reventarlas (hemólisis). B ignora la razón fisiológica. C apela a la ebullición, ajena al caso. D es absurdo: la sangre no congela a la temperatura corporal.