CONCENTRACION DE SOLUCIONES

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UNIVERSIDAD AUTÓNOMA 
DEL 
 ESTADO DE CHIHUAHUA 
 
 
 
 
FACULTAD DE MEDICINA CAMPUS PARRAL 
 
 
LICENCIATURA MEDICO CIRUJANO Y PARTERO 
 
 
BIOFISICA 
 
 
M. en C. Yanet Toriz García 
 
 
PRÁCTICA # 2 
 
 
Concentración de soluciones 
 
 
1° SEMESTRE 
 
 
 
 II 
1. Objetivo: 
 
• Preparar soluciones a una concentración conocida en mmol, mEq y mOsm. 
• Calcular la concentración de las soluciones en moles, equivalentes y osmoles, 
principalmente de aquellas utilizadas en la práctica clínica: solución fisiológica y 
glucosada al 5%. 
 
2. Introducción: 
La concentración de una solución nos da información acerca de la cantidad de soluto disuelto 
en un volumen unitario de solución, por lo tanto: 
 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
𝐶𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒
 
 
Puesto que las reacciones generalmente se llevan a cabo en solución, es importante conocer 
las diferentes maneras de expresar la concentración y aprender a preparar soluciones de una 
determinada concentración. La unidad que se utiliza con mayor frecuencia para determinar el 
volumen del solvente es el litro, en tanto que la cantidad de soluto puede expresarse en 
diversas formas; una de ellas con respecto a la masa o peso del soluto, y entonces se utiliza 
como unidad el kg y se refiere a concentraciones de kg/L, g/L, mg/dl, etc. Sin embargo, al 
considerar los efectos de diversas sustancias importantes desde el punto de vista fisiológico y 
sus interacciones en el medio interno del organismo, a menudo tiene mayor importancia 
conocer el número de moléculas que hay en una solución, el número de partículas libres 
disueltas o el número de cargas eléctricas en la solución. 
 
Según el sistema internacional de unidades el mol es la unidad más utilizada para expresar 
concentración; sin embargo, en medicina aún persiste el uso del equivalente cuando se trata 
de cargas eléctricas y del osmol cuando lo que se mide es la cantidad de partículas libres. A 
pesar de esto debe conocerse como se relaciona el mol, el equivalente y el osmol entre sí, ya 
que para todas las soluciones pueden calcularse los tres, y al conocer el valor de uno de ellos 
y las características químicas del soluto se pueden calcular los otros dos, por ejemplo: 
 
 III 
1 mol/L de moléculas de NaCl = cargas eléctricas = 1 Eq/L 
A continuación, se describen las definiciones generales de cada una de las concentraciones: 
 
Molalidad: 
Molaridad: Es el número de moles de soluto en un litro de solución. La molaridad se expresa 
por M. 
 
𝑀 =
𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
 
 
La cantidad de soluto en mol se obtiene dividiendo la masa en gramos del soluto entre el 
peso molecular del mismo. El número de moles se representa por 𝑛. Para el cálculo de 𝑛 se 
tiene en cuenta la cantidad de sustancia disuelta en la solución, la masa expresada en gramos 
(m(g)) y su masa molecular (g/mol) o peso molecular (PM) como en la siguiente expresión: 
 
𝑛 =
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑒𝑛 (𝑔)
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 (𝑔/𝑚𝑜𝑙)
 
 
Normalidad: 
Es la medida de concentración que se expresa en equivalentes por litro de solución. Un 
equivalente puede definirse como el número de moles (reactivos) en un compuesto 
(sinónimos: equivalente gramo, equivalente químico, peso equivalente). La normalidad está 
determinada por el valor del equivalente gramo, y éste es el resultado de dividir el peso o 
masa moleculares (PM) entre la carga iónica. 
 
 
𝑁 =
𝑁𝑜. 𝑒𝑞 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝐿𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
 
 
El número de equivalentes se calcula teniendo en cuenta la cantidad de sustancias en 
gramos(g) y el valor del Equivalente gramo de la sustancia (Eq-g): 
 
 
 IV 
𝑁𝑜. 𝐸𝑞 =
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑔 𝑑𝑒 𝐸𝑞
 
 
Los equivalentes gramos se determinan: 
 
𝑔 𝑑𝑒 𝐸𝑞 =
𝑃𝑀 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑐𝑎
 
 
Es importante determinar la relación existente entre la molaridad (M) y la normalidad (N) *La 
relación entre N y M viene expresada por: 
 
𝑁 = 𝑀 ∗ 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑐𝑎 
 
Osmolalidad: 
Esta forma de expresar la concentración nos permite predecir el intercambio de líquido entre 
compartimentos cuando la membrana sólo deja pasar al solvente (membrana 
semipermeable). Este fenómeno denominado ósmosis se debe a que el agua se desplaza 
desde el compartimiento donde los solutos están menos concentrados (el que tiene mayor 
proporción de agua) al de mayor concentración de solutos (menor proporción de agua). 
 
Osmolaridad es el número de osmoles de soluto dispersos en un litro de solución. El osmol es 
la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro de partículas por lo que se hace 
una relación directa con el número de moles. 
 
1 mol/L de moléculas de NaCl = 1 mol/L de iones sodio 
+ 1 mol/L de iones Cl = 2 Osm/L de partículas libres 
 
Por lo que si conocemos el número de moles podemos calcular la osmolaridad con la 
siguiente formula: 
 
 Osm =
Osmoles del soluto
litro de solución
 
 
 V 
Por lo tanto, la osmolaridad de una solución se obtiene multiplicando la concentración molar 
del soluto en solución por el número de partículas en las que se disocia. Sin embargo, aquí 
debe tomarse en cuenta que los solutos se disocian por completo; por ejemplo, el NaCl en 
solución forma los iones Na+ y Cl− que se separan, pero debido a las cargas eléctricas de 
estos dos iones, algunos de ellos permanecen unidos. Además, la cantidad de moléculas que 
no se disocian no es constante, sino que varía con la concentración del soluto; como era de 
esperar, a mayor concentración mayor número de moléculas no disociadas. Esta desviación 
del comportamiento ideal de un soluto, al no disociarse por completo, se corrige utilizando el 
coeficiente osmótico, que se representa con la letra g. El valor del coeficiente osmótico varía 
de 0, para una sustancia que no se disocia, a 1, para las sustancias que se disocian por 
completo. Los líquidos corporales son soluciones muy diluidas, por lo que las moléculas se 
disocian casi en 100%; por ejemplo, para el NaCl a la concentración de 140 mmo l/L de 
moléculas, que es la concentración a la que se encuentra en el líquido extracelular, 
corresponde un coeficiente osmótico de 0.9295. Por ello, la fórmula para calcular con mayor 
exactitud la osmolaridad de una solución es: 
 
con la siguiente relación. 
 
𝑂𝑠𝑚 = 𝐶 ∗ 𝑛 ∗ 𝑔 
 
Donde: 
C: es igual a la concentración molar de la solución 
N: es el número de partículas en las que se disocia 
G: es el coeficiente osmótico. 
 
Si se desea saber la osmolaridad de una solución de NaCl con 140 mmol/L de moléculas, de 
acuerdo con lo mencionado antes: 
 
Osmolaridad = 140 × 2 × 0.9295 = 260 mOsm/L 
 
Según se mencionó, el valor del coeficiente osmótico adquiere relevancia en soluciones concentradas; 
sin embargo, tanto los líquidos corporales como las soluciones de más uso en medicina son soluciones 
 VI 
diluidas, razón por la que con frecuencia no se considera el coeficiente osmótico. Sin embargo, vale la 
pena recordarlo, sobre todo en situaciones de trabajo de laboratorio, cuando se requiere mayor 
precisión. 
 
La fórmula utilizada en la práctica clínica para determinar la osmolaridad plasmática toma en 
cuenta las concentraciones plasmáticas de Na+, K+, glucosa y nitrógeno ureico, en ocasiones 
reportado como BUN (blood urea nitrogen). El Na+ y el K+ se expresan en el laboratorio 
clínico en mEq/L o en mmol/L, y como no se disocian, el valor dado en estas unidades es 
igual al valor en mOsm/L. En el caso de la glucosa y el nitrógeno ureico, el laboratorio los 
reporta en mg/dl o en mmol/L; como estas dos sustancias tampoco se disocian, su valor 
expresado en mmol/L es igual al valor en mOsm/L; por lo tanto, cuando todos los valores se 
reportan en mmol/L, la fórmula que se utilizaes: 
 
𝑂𝑠𝑚𝑜𝑟𝑜𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑝𝑙𝑎𝑠𝑚𝑎𝑡𝑖𝑐𝑎 = [𝑁𝑎+][𝐾𝑎+] ∗ 2 + [𝐺𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎] + [𝑁𝑖𝑡𝑟𝑜𝑔𝑒𝑛𝑜 𝑢𝑟𝑒𝑖𝑐𝑜] 
 
Sin embargo, cuando glucosa y nitrógeno ureico se registran en mg/dl es necesario hacer la 
conversión a mmol/L, que por no disociarse corresponden también al valor en mOsm/L; en 
este caso se utiliza la siguiente fórmula: 
 
𝑂𝑠𝑚𝑜𝑟𝑜𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑝𝑙𝑎𝑠𝑚𝑎𝑡𝑖𝑐𝑎 = [𝑁𝑎+][𝐾𝑎+] ∗ 2 + [𝐺𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎/18] + [𝑁𝑖𝑡𝑟𝑜𝑔𝑒𝑛𝑜 𝑢𝑟𝑒𝑖𝑐𝑜/2.8] 
 
De acuerdo con esta fórmula, el valor dado de glucosa en mg/dl se divide entre 18, ya que el 
peso molecular de la glucosa es 180, por lo que una solución 1 molar tiene 180 g/L, que 
corresponden a 18 g/dl, y lo mismo aplica para el nitrógeno ureico, que se divide entre 2.8. En 
ambas fórmulas, la suma de sodio y potasio se multiplica por 2, debido a que por cada uno 
de estos cationes existe un anión para mantener la electroneutralidad de los líquidos 
corporales. 
 
Diluciones 
El proceso de dilución consiste en el agregado de solvente a una solución, es decir en el 
incremento del volumen de la solución, para disminuir la concentración de dicha solución. Por 
ejemplo: diluimos el jugo concentrado porque nos resulta muy dulce, agregamos más agua 
 VII 
para que una pintura sea más fácil de aplicar sobre una superficie. Por lo tanto, el volumen y 
la concentración cambian mientras la cantidad de soluto permanece constante. 
 
¿Cómo preparar una solución a partir de un soluto líquido? 
✓ Conocer la concentración de la solución madre o solución concentrada a partir de la 
cual se prepara la solución a la concentración requerida. 
✓ Establecer la concentración de la solución a preparar y volumen necesario de la misma. 
✓ Conociendo la concentración se podrán calcular el número de moles contenido en la 
solución madre lo que nos permitirá relacionar su concentración con la requerida. 
✓ Conocida la molaridad del compuesto a partir del cual se va a preparar la solución se 
aplica la siguiente fórmula que relaciona la concentración con su volumen. 
 
𝑉1𝐶1 = 𝑉2𝐶2 
 
Donde: 
V1 = volumen de la solución concentrada (requerida para preparar la diluida). 
V2 = volumen a preparar de la solución diluida 
C1 concentración de la solución concentrada. 
C2 = concentración de la solución a preparar. 
 
Factor de conversión de unidades 
Debe señalarse que en medicina se utilizan los submúltiplos milimol (mmol), miliequivalente 
(mEq) y miliosmol (mOsm) en vez de mol, equivalente y osmol, en donde: 1M=1000 mM, etc. 
 
3. Materiales y métodos 
• Barra magnéticos 
• 1Vaso Precipitado de 500 mL 
• 1 vaso de precipitado de 50 y 100 mL 
• 3 matraces aforados de 100 ml 
• 3 matraces aforados 500 
• Pipetas de 1, 5 y 10 mL 
• Espátula 
 VIII 
• Pizeta. 
• Vidrio de reloj. 
• Agitador de vidrio. 
• Cloruro de sodio NaCl. 
• Sacarosa 
 
4. Desarrollo de la práctica 
1) Preparar una solución no saturada y una saturada de sacarosa. 
2) Preparar una solución 2 M de NaCl en 500 mL 
3) Realizar diluciones al 10, al 20 y al 50 de la solución 2 M NaCl 
 
5. Procedimiento: 
Video preparación de soluciones y soluciones de importancia médica. 
https://www.youtube.com/watch?v=5RrhXLT_upk 
https://www.youtube.com/watch?v=birNRPh33Nc 
 
6. Cálculos. 
 
1) Determine la cantidad de soluto en gramos y la cantidad de solvente que necesita para 
preparar las siguientes soluciones: 
 
Solución Cantidad de 
soluto (g) 
Cantidad de 
solvente (L) 
100 ml de NaCl al 1.8% 
500 ml de NaCl al 0.9% 
1 L de NaCl al 0.4% 
1 L de solución glucosada al 5% 
500 ml de solución glucosada al 10% 
 
 
2) Calcule lo que se pide para las siguientes soluciones: 
• Calcule la osmolaridad de una solución de glucosa al 5% 
• Calcule la osmolaridad de una solución de NaCl al 0.9%. 
https://www.youtube.com/watch?v=5RrhXLT_upk
https://www.youtube.com/watch?v=birNRPh33Nc
 IX 
• Calcule la osmolaridad de una solución de NaCl al 0.4%. 
• En esta misma solución de NaCl al 0.4%, ¿cuál es la concentración en mEq/L (N)? 
• Calcule la osmolaridad de una solución glucosada al 50%. 
• Calcule la osmolaridad de una solución que contiene 110 mg/dl de glucosa. 
• Calcule la osmolaridad de una solución que contiene 142 mEq/L de Na y 142 mEq/L de 
Cl. 
• Calcule la molaridad, osmolaridad y cantidad de equivalentes de una solución de 
cloruro de calcio al 5%. 
• La concentración normal de sodio en plasma es de 140 mmol/L. ¿Cómo se expresa esta 
concentración en forma porcentual? 
• La concentración normal de potasio en plasma es de 4 mEq. ¿Cómo expresa esta 
concentración en forma porcentual? 
• ¿Qué cantidad de CaCl2 necesita disolver en un litro de solvente para obtener una 
solución con una osmolaridad de 290 mOsm/L? 
• Calcule la osmolaridad plasmática de un paciente con los siguientes datos de 
laboratorio: 
sodio = 140 mEq/L, glucosa = 90 mg/dl, nitrógeno de la urea (BUN) = 40 mg/dl y potasio 
= 3.5 mEq/L. 
• Calcule la osmolaridad plasmática de un paciente con los siguientes resultados de 
laboratorio: 
sodio = 125 mEq/L, glucosa = 90 mg/dl y nitrógeno de la urea (BUN) = 40 mg/dl y potasio 
= 3 mEq/L 
 
3) Usted colabora en un proyecto de investigación sobre el efecto de ciertas sustancias en 
la función cardíaca, para lo que el investigador principal le pide que prepare 10 ml de 
cada una de las siguientes soluciones utilizando como solvente la solución de Krebs, y 
le proporciona el peso molecular y la presentación farmacéutica de las sustancias que 
va a utilizar: 
 
 
 X 
Solución 
Peso 
molecular 
(g/mol) 
Concentración de la 
ampolleta (mg/L) 
Concentración 
de la solución 
mol/L 
Acetilcolina 181.7 10 10−2 
Adrenalina 219.7 1.22 10−3 
Atropina 676.8 0.5 10−4 
Fenolftaleína 377.5 10 10−3 
Propanolol 295.8 1 10−3 
Verapamilo 491.1 2.5 10−3 
Ouabaína 584.7 2.5 10−3 
 
 
4) Escriba a continuación la cantidad que debe tomar de la ampolleta correspondiente a 
cada una de las sustancias, y la cantidad de solvente que requiere para preparar estas 
soluciones que será aforadas a 10 mL. 
 
Solución (M) 
Volumen 
tomado de la 
ampolleta (mL) 
Volumen de aforo 
a 10 mL (mL) 
Acetilcolina 10–2 mol/L 
Adrenalina 10−3 mol/L 
Atropina 10−4 mol/L 
Fentolamina 10−3 mol/L 
Propranolol 10−3 mol/L 
Verapamilo 10−3 mol/L 
Verapamilo 10− mol/L 
 
 
Video de repaso para hacer cálculos de concentración. 
https://www.youtube.com/watch?v=GEtM4IMumyY 
 
7. Cuestionario 
1.- Describe cuantos tipos de Sustancias electrolíticas utilizadas en medicina 
2.- Que es el estado de oxidación y como se utiliza para el calculo de normalidad. 
3.- ¿Cuál es la importancia medica de la práctica? 
 
https://www.youtube.com/watch?v=GEtM4IMumyY
 XI 
8. Referencias: 
1.- Fernández., 2011., Manual de laboratorio de fisiología, Nuevo León.: 5 ed. McGRAW-HILL 
2.- Chang 2012., Química general, 10 ed. México D.F., 10 ed. McGRAW-HILL