En la primera parte de esta “entrada doble” dentro de la serie Premios Nobel hablamos acerca primer Nobel de Química de la historia, el de 1901, otorgado a Jacobus Henricus van ‘t Hoff por varias razones relacionadas con la química física, la más importante de ellas su explicación acerca de la presión osmótica. Hoy hablaremos algo más en concreto acerca de cómo funciona esta misteriosa presión, cómo es capaz de lograr cosas que a primera vista parecen imposibles y cómo la utilizamos para nuestro beneficio.
La razón de la importancia de la presión osmótica se debe a que todos los seres vivos son, dicho mal y pronto, sacos de sales disueltas en agua: las disoluciones y todo lo relacionado con ellas desarrollan un papel esencial en nuestro funcionamiento. En el ejemplo que puse al mostrar la genial y elegantísima explicación de van ‘t Hoff sobre la presión osmótica, como recordarás, había un recipiente con una membrana semipermeable (permeable al agua pero no a la sal). Sin embargo, pensemos en otro ejemplo mucho más cercano a nosotros — un glóbulo rojo de nuestro organismo. (Por cierto, pido disculpas anticipadas por las simplificaciones y posibles barbaridades que pueda decir debido a mis pobres conocimientos de biología — corregidme sin ningún problema y modificaré el artículo como haga falta).
Ese glóbulo rojo se encuentra inmerso en el plasma sanguíneo (que es, dicho mal y pronto, una disolución de diversas sustancias en agua) y, a su vez, el interior del glóbulo rojo es también una disolución acuosa. El interior y el exterior de esta célula están separados por… sí, lo has adivinado: una membrana semipermeable y flexible. Se trata de algo muy parecido al ejemplo de hace unas semanas, excepto que ahora la membrana no separa dos “mitades” dentro de un recipiente, sino que encierra completamente una disolución en el interior de otra.
Si todo es normal, la concentración de sales del plasma que rodea a ese glóbulo rojo será la misma que la del interior de la célula (nuestro glóbulo rojo se encuentra en un medio isotónico). Los iones de las sales disueltas en el agua del interior y el exterior empujarán la membrana del glóbulo rojo (unos hacia dentro y otros hacia fuera) con la misma intensidad, con lo que –afortunadamente para nosotros– no sucede nada especial.
Sin embargo, es posible que la concentración en el exterior de la célula sea más pequeña que en el interior (se trata en este caso de un medio hipotónico). Los iones del interior de la célula empujan la membrana hacia fuera con mayor intensidad que los del exterior (donde hay menos de ellos), con lo que la membrana se hincha. Y, puesto que el agua puede atravesarla, el glóbulo rojo se vuelve rollizo y turgente según se va llenando del líquido. Si la diferencia entre ambas concentraciones no es muy grande, llegará un momento en el que el agua que entra en el glóbulo rojo diluya las sales disueltas en él hasta una concentración igual a la de fuera: en ese caso se llega de nuevo al equilibrio, sólo que ahora el glóbulo rojo es más “gordito” de lo que era antes, y se mantendrá así salvo que disminuya la concentración exterior.
Finalmente, es posible que suceda lo contrario si el medio es hipertónico, es decir, si la concentración de sales es mayor fuera que dentro. En ese caso pasa justo al revés que en el anterior: los iones de fuera van “aporreando” la membrana del pobre glóbulo rojo, que se arruga y se encoge, dejando fuera parte del agua que contenía. La célula disminuye su tamaño y toma una apariencia de uva pasa, mientras la concentración en su interior aumenta debido a la pérdida de agua. Una vez más, si la diferencia entre ambas concentraciones no es demasiado grande, llegará un momento en el que ambas se igualen y la presión osmótica del interior iguale a la del exterior, con lo que el proceso se detendrá, aunque pueda dejar al pobre hematí en un estado bastante patético; en el caso de estas células en particular, el proceso se denomina crenación.
Crenación de un glóbulo rojo. Crédito: NASA.
Por supuesto, todo tiene un límite: tanto una situación como la contraria son peligrosas si llegan demasiado lejos. Si la hipotonicidad es muy elevada, llegará un momento en el que el glóbulo rojo se hinche tanto que la membrana no pueda soportarlo más y se rompa. En el caso contrario, si la concentración de sal fuera es muy grande, es posible que la contracción de la membrana sea tan extrema que no quede agua suficiente en el interior de la célula para que funcione, de modo que muera.
De hecho, esta explicación se utiliza muy a menudo como argumento para afirmar que es peligrosísimo beber agua destilada, puesto que tus glóbulos rojos, al encontrarse en un medio hipotónico, pueden reventar como ciruelas maduras. Ya hemos desmontado esta falsedad hace bastante tiempo en El Tamiz, pero no puedo dejar de mencionarlo ahora precisamente por cómo esta explicación se ha llevado al extremo para crear una mentira.
Lo que sí debería ser evidente es que tanto un exceso como un defecto suficientemente grande de sales disueltas en el plasma pueden tener graves consecuencias: de ahí que los animales tengan recursos para regular la tonicidad, aunque unos sean más eficaces que otros. Por ejemplo, los peces de agua salada son capaces de deshacerse del exceso de sal de sus cuerpos sin problemas en el medio en el que viven. Tú y yo, estimado lector, tendríamos verdaderos problemas para sobrevivir bebiendo agua salada como hacen ellos.
En el caso de las células de los vegetales, la cosa es ligeramente diferente: como puede que sepas, una de las diferencias entre la célula animal y la vegetal es que la segunda está rodeada por una pared celular más o menos rígida. Por lo tanto, el primero de los problemas que he mencionado –el de un medio hipotónico– no puede producir el “reventón” en una célula vegetal que produce en una animal. La membrana de la célula vegetal empieza a “hincharse” debido a la presión osmótica… hasta que se encuentra con la pared rígida, que evita que siga aumentando de tamaño y, por lo tanto, que pueda romperse.
Sin embargo, el caso contrario sigue siendo igual de peligroso para una planta: si el medio es hipertónico, la presión de los iones sobre la membrana celular hace que ésta se encoja de modo similar al de la crenación de la imagen de arriba. La membrana celular de la planta está dentro de la pared rígida, y unida a ella en una serie de puntos, pero no en todas partes, con lo que poco a poco se “despega” de la pared celular y se retrae dentro de ella, dejando un espacio vacío entre medias. Este proceso se denomina plasmólisis:
Células vegetales antes de la plasmólisis (medio isotónico). Crédito: Wikipedia/CC 2.0 Sharealike License.
Células vegetales despúes de la plasmólisis (medio hipertónico). Crédito: Wikipedia/CC 2.0 Sharealike License.
Células aparte, para explicar algunos de los otros fenómenos asociados a la presión osmótica, permite que te dé una explicación alternativa a la de van ‘t Hoff. No afecta para nada a los cálculos, por supuesto, pero puede que te aclare las cosas, especialmente en alguno de los ejemplos que daré después y que no son tan fácilmente explicables por el razonamiento del genial holandés. Ah, y ni qué decir tiene que es una simplificación y no pretende ser rigurosa. Dicho esto, volvamos a pensar en una membrana semipermeable (como la de nuestro glóbulo rojo) que separa medios de diferente concentración.
Las moléculas e iones se están moviendo constantemente (tanto más deprisa cuanto mayor sea la temperatura). Imagina las moléculas de agua y los iones de sal disuelta revoloteando y chocando unos contra otros continuamente. Cuando un ión llega a la membrana, “rebota”, porque no puede atravesarla… pero cuando una molécula de agua llega a la membrana la atraviesa sin problemas.
La clave de la cuestión, explicando el problema en estos términos, es la siguente: en el lado de mayor concentración, las moléculas de agua ven menos membrana disponible que en el lado de menor concentración. La membrana, por supuesto, es igual de grande en ambas caras, pero piensa que, en ambos lados, en un momento determinado, habrá iones de la sal junto a ella. Esa posición no podrá ser utilizada por ninguna molécula de agua para atravesar la membrana — y, puesto que a un lado de la membrana hay más iones que al otro “ocupando posiciones”, habrá menos moléculas de agua junto a la membrana en cualquier momento dado y, por la misma razón, menos de ellas podrán atravesarla.
De modo que, de forma neta, habrá más moléculas de agua que atraviesen la membrana del lado diluido hacia el concentrado que al revés, con lo que el lado más concentrado se va “hinchando” de agua hasta que la presión que ejerce esa agua compensa la presión osmótica creada por la diferencia de presión. Desde luego, es bien posible que esa presión sea más grande que la que puede soportar la membrana, como hemos dicho antes, y en ese caso ésta se hinchará hasta reventar.
Si entiendes esto, verás cómo la presión osmótica tiene algunas consecuencias realmente sorprendentes. Para mostrártelo, permite que ponga un ejemplo diferente al de la primera parte de este artículo. Como siempre, claro, tenemos dos disoluciones (una más concentrada que la otra) separadas por una membrana semipermeable (en verde en el dibujo), pero ahora una de las disoluciones está en un tubo vertical y la otra en un recipiente debajo de éste. Como sucede últimamente, Geli no tiene tiempo de hacer ilustraciones de modo que tendréis que conformaros con las mías, pero espero que la cosa quede clara:
Como puedes ver en la imagen, la situación no es de equilibrio: las moléculas del recipiente van a atravesar la membrana hacia el tubo más a menudo que al revés, de modo que el tubo empezará a llenarse de agua. Al cabo del tiempo, la presión del agua en el tubo será igual que la osmótica y la cosa se parará, y entonces la situación será la siguiente (la altura dependerá, claro está, de la diferencia de concentración entre las dos disoluciones):
No sé a ti, pero a mí la primera vez que vi esto se me pusieron los ojos como platos. Estamos elevando agua sin utilizar una bomba hidráulica, simplemente la presión originada por la diferencia de concentración. Como puede que sepas, una bomba hidráulica de aspiración sólo puede elevar agua hasta que la columna del líquido ejerza la misma presión que la atmósfera (unos 100 000 pascales), es decir, más o menos diez metros. Bien, la presión osmótica puede elevar agua hasta que la columna del líquido ejerza la misma presión que la propia presión osmótica… que, dependiendo de la diferencia de concentraciones, puede llegar a ser decenas de veces mayor que la atmosférica.
Sí, estás leyendo bien: es posible elevar agua hasta 300 metros, por ejemplo, utilizando simplemente la maravillosa y misteriosa (hasta van ‘t Hoff) ósmosis. El límite de los diez metros es sólo para la insulsa bomba de aspiración. Desde luego, esto lleva a otra pregunta inmediata: ¿por qué demonios no utilizamos la presión osmótica para elevar agua? En primer lugar porque una bomba puede elevar agua a un ritmo tremendo, y este proceso que he descrito es muchísimo más lento — tanto que, para muchos usos, sería completamente inviable. En segundo lugar, porque si te fijas en el agua que sube, sube la columna de agua con más sal, con lo que sólo serviría para elevar agua salada incluso aunque el proceso fuera suficientemente rápido.
Por cierto, otra pregunta que puede asaltar tu mente es: ¿se está creando energía de la nada para elevar el agua? La respuesta, como siempre sucede, es que no. En este caso las moléculas de agua se mueven y “revolotean” debido a su energía térmica. Según ascienden, pierden energía térmica, es decir, se mueven algo más despacio. Sin embargo, el proceso es tan lento que enseguida la recupera del ambiente que la rodea. De modo que, si midieses la temperatura de la habitación y la propia agua con enorme precisión, ésta disminuiría lentamente según el agua asciende por el tubo. Raro, ¿verdad?
Aunque no voy a entrar en detalle en el asunto (entre otras cosas porque involucra muchas cosas que desconozco completamente), la presión osmótica es una de las razones por las que es posible para los árboles elevar savia hasta alturas mucho mayores que el límite de unos diez metros que solemos oír en el colegio al estudiar la presión atmosférica. Como digo, existen otros fenómenos en el ajo, pero si has entendido el funcionamiento de la presión osmótica ya puedes comprender que ese límite de diez metros no es “universal”: sólo se aplica a la insulsa bomba hidráulica de aspiración, natural o artificial.
Pero la presión osmótica también tiene otros usos para las plantas. Uno de ellos, aunque no lo conozcas teóricamente, lo has observado muchas veces: seguro que has visto una planta verde bien regada, de aspecto saludable, que al dejar de ser regada regularmente, según pierde agua, se va volviendo mustia y cayendo hacia el suelo. Si se la vuelve a regar (salvo que sea demasiado tarde, claro), otra vez se levanta y se recupera.
Lo que estás viendo ahí, una vez más, es la presión osmótica en acción. Las plantas leñosas utilizan la lignina para mantenerse en pie, pero las herbáceas utilizan la presión osmótica: al estar en un medio ligeramente hipotónico (como suele ser el caso si todo es normal), las células se hinchan ligeramente de agua. Por lo tanto se vuelven rechonchas y turgescentes (no en vano el nombre de presión de turgor), sosteniendo la estructura de la planta saludable: es algo parecido a lo que sucedería si hicieras una columna con globos llenos de agua, que mantuviera su altura y grosor por el agua que llena los globos y mantiene sus paredes tensas. Cuando la planta pierde agua, sus células pierden el turgor, de modo que el peso no tiene quién lo compense y la planta se vuelve mustia y cae hacia el suelo.
Pero la ósmosis no sólo tiene usos naturales: también la empleamos nosotros de forma artificial, aunque justo al revés de cómo se produce el proceso en la Naturaleza. La cosa me recuerda bastante al funcionamiento de una nevera: en la Naturaleza, lo espontáneo es que el calor fluya de los cuerpos calientes a los fríos, pero utilizando energía podemos hacer que el proceso se produzca al revés. En el caso de la ósmosis, lo espontáneo es que el agua fluya de la concentración más diluida hacia la más concentrada, pero utilizando energía podemos hacer que suceda lo contrario y la concentrada cada vez se concentre más y viceversa. Lo que producimos entonces, de forma forzada, es la ósmosis inversa.
¿Cómo lograr eso? Conceptualmente no es difícil, pero llevarlo a la práctica es costoso. Simplemente hace falta ejercer una presión sobre la disolución más concentrada (por ejemplo, agua de mar) que la presión osmótica. Imagina que inicialmente a ambos lados de la membrana hay agua de mar. Si a un lado ejercemos presión con un émbolo, el agua empezará a fluir hacia el otro lado a través de la membrana. Claro, en ese momento la concentración en el lado en el que presionamos se hará mayor, con lo que el agua del otro lado tenderá a fluir hacia él, pero sólo ligeramente. Si aumentamos la presión, lograremos que siga fluyendo hacia el otro lado. El problema es que, como he dicho antes, la presión osmótica puede alcanzar valores enormes (la del agua marina típica es de unas 20-30 atmósferas), con lo que hacen falta máquinas que ejerzan presiones considerables sobre los émbolos, y una cantidad de energía muy grande para hacerlas funcionar.
Esto tiene sentido, claro, en lugares en los que hay abundancia de energía y falta de agua potable, como en el Oriente Medio. Arabia Saudí, por ejemplo, tiene grandes plantas desalinizadoras por ósmosis inversa, generalmente, junto a centrales eléctricas. De ese modo puede utilizarse la energía eléctrica (producida en último término a partir del petróleo abundante en la región) para producir agua potable a partir de la marina. Ingenioso, ¿verdad? Me pregunto qué pensaría Jacobus Henricus van ‘t Hoff al vernos vencer tan decididamente a su presión osmótica.
En la próxima entrega de la serie, el Premio Nobel de Física de 1902.
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