Concentraciones en soluciones clínicas

Concentraciones en soluciones clínicas: teoría e interconversiones

Jorge García *

Resumen

Las concentraciones de solutos en soluciones clínicas se expresan usando diferentes unidades simultáneamente. Comúnmente se usan factores para su interconversión, lo que acarrea frecuentemente pérdida de familiaridad con sus definiciones. Para contribuir a mejorar la comprensión y manejo de las diferentes unidades de concentración, se presenta en este trabajo un desarrollo teórico y práctico de las mismas, así como una metodología alterna que facilita la interconversión entre ellas. (Rev Costarric Cienc Med 2002; 23: 81-88)

Palabras clave: soluciones clínicas, unidades de concentración.

Abstract

Solute concentrations in clinical solutions are usually expressed using different concentration units simultaneously Unit transformation is accomplished using conversion factors, sometimes at the expense of an adequate grasp of basic definitions. In order to provide for a better understanding of concentration units, we provide in this review their theoretical basis and applications, as well as an alternase, easy method for their conversion.

Key words: clinical solutions, concentration units.

Introducción

La concentración de solutos en soluciones de uso clínico se expresa de diferentes maneras simultáneamente, como concentración porcentual, molaridad, molalidad, equivalencia y osmolaridad, lo que obliga a disponer de tablas con factores de conversión, para efectuar transformaciones entre diferentes modalidades según sea necesario (1). Consecuencia del uso rutinario de tales factores es la pérdida gradual de familiaridad con los conceptos y definiciones básicas de las diferentes tipos de concentraciones. Por ello, en este trabajo se presenta una revisión de las diferentes modalidades para la expresión de la concentración de solutos en soluciones clínicas, y una metodología abreviada para realizar interconversiones entre ellas. Si bien el procedimiento que presentamos no es tan ágil comparado con el uso de factores de conversión, tiene la ventaja de recordar al usuario los aspectos básicos de las diferentes definiciones de concentración cada vez que se usa. Paradójicamente, la información necesaria para una comprensión adecuada del tema no se consigue con facilidad en la literatura, ya que se encuentra dispersa, y en ocasiones no muy bien explicada, en

textos de Bioquímica de ediciones relativamente antiguas (2), textos de Química Clínica (3), y algunos textos básicos de Química (4).

Concentración de soluciones acuosas en clínica

La concentración de solutos en soluciones acuosas clínicas se expresa usando unidades físicas, cuando la cantidad de soluto es porcentual como masa, medida con mucha frecuencia en gramos o miligramos, por 100 ml de solvente. En algunos casos, encontramos la variante de expresión como volumen / volumen (como por ejemplo en la solución de alcohol al 70% en agua), y unidades químicas, como molaridad, equivalencia, y osmolaridad, en las que la masa del soluto se da en los gramos o miligramos de sustancia o compuesto que proporcionan, por litro, un número determinado, ya sea de moléculas o iones, de cargas eléctricas, o de partículas totales, referidas todas al número de Avogadro (6,02 x 1023).

Unidades químicas de concentración

Molaridad

Un mol es un número de gramos de una sustancia o compuesto igual al peso fórmula, y contiene un número de Avogadro ( #Av) de moléculas, iones, o de manera más general, de "unidades formulares", que definiremos posteriormente. Por ejemplo, 180 gramos de glucosa (Peso Molecular, o PM = 180) representan 1 mol (o peso molar) de la misma, y al mismo tiempo un #Av de moléculas de glucosa. 180 miligramos de glucosa representarían 1 milimol, o sea 1/1000 de #Av de moléculas (6,02 x 1020).

En el caso del compuesto NaCl ( Peso Fórmula, o PF = 58,45), 58,45 g representan 1 mol (un peso molar) del compuesto, y al mismo tiempo 1 #Av de "unidades" de NACI, que llamaremos "unidades formulares" del compuesto. Esta denominación se justifica porque, cuando se disuelve 1 mol de NaCl en agua, la solvatación de los iones se representa así,

H2O (Ec.1)NaCl Na+ + Cl-

1 mol 1 mol 1 mol

lo que implica que la disolución de 1 mol (1 #Av) de unidades formulares de NACI, nos proporciona en solución 1 mol (1 #Av) de Na+ y además 1 mol (1 #Av) de Cl -, o sea dos #Av de iones. Sin embargo, la definición de mol, en el caso de sales, toma en cuenta únicamente las unidades formulares de la sustancia o compuesto con que trabajamos, sin importar cuántos iones aparecen en solución como resultado de la solvatación de la sal.

La molaridad como expresión de concentración se define así

Molaridad = M = moles de soluto / litro = moles 1 litro. (Ec. 2)

El cálculo de los moles es muy simple. Por ejemplo, un suero glucosado al 5% contiene 5 g de glucosa/100 ml. Para calcular los moles de glucosa en esos 5 g, y sabiendo que PMglucosa = 180, aplicamos la proporcionalidad:

1 mol ----------------- 180 g x moles ------------------ 5 g

Se sigue que moles = 5 g/1 80 = 0,027, o sea que, para calcular el número de moles, se divide la cantidad de sustancia en cuestión entre el peso molecular (o peso fórmula, o peso atómico, según sea el caso). La fórmula es

moles = g / PM (o PF o PA) (Ec. 3)

La molaridad del suero glucosado al 5%, que contiene 0.027 moles de glucosa en 100 ml (0, 1L), se calcula

Molaridad = M = moles / litro = 0,027 moles/ 0, 1 litros= 0,27

El resultado nos dice también, a pesar de que ello no se menciona rutinariamente, que la solución contiene 0,27 #Av de moléculas de glucosa en un litro. El resultado se puede expresar también en milimoles por litro, que denominamos milimolaridad (mM), que se calcula de manera general

mM = M x 1 000 (Ec. 4)

y en el ejemplo anterior sería mM = M x 1 000 = 0,27 x 1000 = 270 (milimolar)

También se puede encontrar la molaridad en milimoles /ml, que se obtiene, por ejemplo, dividiendo por 1 000 numerador y denominador en la expresión mM = 270mmoles /litro. La solución 27OmM tiene entonces 0,27 mmoles/ml. El mismo resultado se obtendría si dividimos por 1 000 ambos miembros de la concentración molar M = 0,27 moles /litro, lo que resulta en 0,00027 moles/ml, aunque el manejo de los decimales sea más incómodo. En algunas ocasiones debemos partir de miligramos de sustancia para el cálculo de la molaridad, y es más cómodo recurrir a la siguiente relación:

milimoles = mm = mg / PM (Ec. 5)

milimolaridad = mM = milimoles / Litro (Ec. 6)

Como ejemplo, una concentración de glucosa de 100 mg %, común en soluciones fisiológicas, puede expresarse en términos de milimolaridad (mM). Para ello, calculamos primero los milimoles correspondientes

milimoles = mm = mg / PM = 100 mg / 180 = 0,555

y luego la miliMolaridad (mM) referida a 100 ml (0, 1 litros)

mM = mm / litro = 0,555 milimoles / 0,1 litro = 5,55.

Resulta fácil invertir el proceso y calcular, por ejemplo, la concentración porcentual en g % correspondiente a una solución 0,277 M en glucosa. Para ello, planteamos (de acuerdo a Ecs 2 y 3)

M = moles / litro = g / PM / litro, de lo cual conocemos M = 0,277, PM = 180, y litro = 0,1. Por lo tanto

M = 0,277 = x g / 180 / 0,1 litros, de donde x = 4,986 g = 5 g (redondeado). Nótese que el dato corresponde a g % ya que trabajamos con un volumen de 0,1 litros.

El mismo procedimiento se usa partiendo de la misma concentración de glucosa expresada como milimolaridad, o sea 277 mM. Obtenemos entonces el resultado en miligramos.

mM = 277 = x mg /180/ 0,1 l; x = 4986 mg

Si queremos calcular la molaridad del NACI en una solución al 0,9%, calculamos primero los moles partiendo de la cantidad de la sal que tenemos (0,9 g en 100 ml, o sea 0, 1 litros) y su peso fórmula de 58,45:

moles = g / PF = 0,9 g / 58,45 = 0,0153

y luego procedemos al cálculo de la molaridad,

Molaridad = M = moles / litro = 0,0153 / 0,1 = 0,153.

Esto significa que la solución contiene 0,153 #Av de unidades formulares de NaCl por litro, y como se apuntó anteriormente (Ec. 1), 0,153 #Av de Na+ y 0,153 #Av de Cl -. Lo anterior no tiene ninguna trascendencia para la definición de molaridad, toda vez que se defina claramente cuál es la especie con que se trabaja, a saber, si es la sal, en cuyo caso se usa el PF de 58,45 del NaCl para el cálculo de la molaridad, sin que importe el número de iones liberados, o si es uno de sus iones, debiéndose usar entonces el peso atómico del ión respectivo para calcular su molaridad.

Sin embargo, se desprende también de lo anterior (y de la Ec.1) que podemos estimar fácilmente la concentración molar de los iones en solución partiendo de la concentración molar de la sal y de la ecuación balanceada que ilustra la disociación. Así, por ejemplo, en la solución fisiológica Hank's la concentración de CaCI2 (PF 111) es de 0,14 g/L, que equivale a 14 mg %. Podemos calcular la milimolaridad (mM) de la sal partiendo de esta concentración en mg % (Ecs 5 y 6)

milimolaridad CaCI2 = mM = mg / PF / litros = 14 mg / 111 / 0,1 litros = 1,26

Si escribimos la ecuación balanceada de la disociación del CaCI2 podemos incluir el valor de la milimolaridad de la sal que acabamos de calcular (1,26 mM), y encontrar las concentraciones correspondientes de los iones según la estequiometría de la ecuación.

H2O (Ec.7)NaCl2 Ca+2 + 2 Cl-

1,26 mM 1,26 nM 2 (1,26 mM)

La solución es entonces 1,26 milimolar en Ca+2 y 2,52 milimolar en Cl -. Esta manera de calcular rápidamente las concentraciones molares de los iones de una sal disuelta es extremadamente útil para el cálculo abreviado de concentraciones en Equivalencia y Osmolaridad, que detallaremos más adelante.

Otra modalidad de expresión de concentración es la molalidad, la cual se define como moles de soluto por kilogramo de solvente:

Molalidad = moles/kg solvente (Ec. 8)

Esta se usa cuando las soluciones, particularmente si se hacen en solventes orgánicos, se someten a temperaturas que causan variaciones significativas en el volumen del soluto. Si la concentración se define en términos de masa/masa, como en la molalidad, tal relación no cambia a pesar de que el volumen del solvente cambie con la temperatura. En la medida en que la gran mayoría de las concentraciones de soluciones clínicas se preparan a volumen fijo, como en la molaridad, y no a peso fijo de solvente, como en la molalidad, y se usan a temperatura ambiente, la molalidad tiene aplicación muy limitada en el contexto clínico, y no debe usarse como sinónimo o sustituto de molaridad, especialmente cuando se trata de soluciones concentradas, en las que el volumen de soluto es relativamente alto con respecto al solvente.

Equivalencia

Para definir la equivalencia como método de expresión de concentración debemos considerar primero el peso equivalente. Este es la cantidad en gramos de una sustancia o compuesto que proporciona 1 mol, o #Av, de unidades reactantes; para compuestos iónicos, como las sales, es la cantidad de gramos que contribuye un mol de cargas positivas o de cargas negativas cuando la disociación es completa, lo que sucede en la vasta mayoría de las soluciones clínicas, que no llegan a ser lo suficientemente concentradas como para prevenir una disociación total de las sales. En el caso de ácidos o bases, el peso equivalente es la cantidad en gramos de ácido o base que proporciona, o reacciona con, un mol, o #Av, de iones hidronio o de iones hidroxilo.

Como consecuencia de lo anterior, no se aplica la definición de peso equivalente a no electrolitos como glucosa o urea.

En el caso de las sales, encontramos dos situaciones a considerar. En primer lugar, para compuestos tales como NaCl y KCI, la disociación se ilustra,

como vimos antes,

H2ONaCl Na+ + Cl-

La disolución de 1 mol de NaCl nos da 1 mol (#Av) de cada uno de los iones, o sea 1 mol y #Av de cargas positivas y negativas. Sin embargo, 1 mol (o peso molar) de NaCl o KCI representa también un peso equivalente de las mismas, porque se ajusta a la definición, dando 1 mol o #Av de cargas positivas o negativas. El que la sal proporcione simultáneamente cargas positivas y negativas no tiene importancia en la definición de peso equivalente.

En el caso de sales de iones polivalentes, como CaCI2, o MgSO4, la situación varía, porque la disolución de 1 mol de CaCI2 proporciona 1 mol de Cal2, o sea 2 moles (#Av) de cargas positivas, y representa por consiguiente 2 equivalentes de cargas positivas. Se sigue que la cantidad de CaCI2 requerida para proporcionar 1 mol de cargas positivas, o sea el peso equivalente, es igual a peso fórmula/2. Lo anterior conduce a la fórmula general

peso equivalente = pe = Peso Fórmula (Peso atómico) / # de cargas (Ec. 9)

El peso equivalente se usa para calcular la cantidad de equivalentes contenidos en una determinada cantidad de sustancia, mediante las fórmulas siguientes, derivadas también por proporcionalidad:

equivalentes = eq = gramos/peso equivalente (Ec. 1 0)

miliequivalentes = meq = miligramos 1 peso equivalente (Ec.11)

Por ejemplo, en el caso del ion Ca+2 , el peso equivalente es

pe Ca+2 =peso atómico / # cargas = 40 / 2 = 20

20 g de Ca+2 (un peso equivalente, o 0,5 moles) proporcionan 1 #Av de cargas positivas.

La equivalencia como método de expresión de concentración involucro equivalentes por volumen, y se define como

Eq = equivalentes/litro = eq/L (Ec 12)

mEq = miliequivalentes / litro = meq IL (Ec. 13)

Si tenemos una solución que contiene 0,24 g / L (240 mg/L) de CaCI2 (PF 111), y queremos calcular la concentración del Ca+2 en términos de

equivalencia, podemos empezar por calcular el peso equivalente (pe) del CaCI2. Según la Ec. 7, la disociación de este compuesto proporciona 2 cargas positivas (Ca+2) y 2 cargas negativas (2 CI-). Por consiguiente, el cálculo es

pe CaCI2 =PF/ # cargas = 111/2 = 55,5

los miliequivalentes de CaCl2 se calculan a continuación

meq CaCI2 = mg/pe =240/55,5 = 4,32, y la miliequivalencia (mEq)

mEq CaCI2 = meq/litro = 4,32/1 = 4,32

El resultado significa que los 240 mg de CaCI2/Iitro son la cantidad de compuesto necesaria para darnos 4,32 milésimas de #Av (4,32 meq) de cargas positivas (Ca+2) o de cargas negativas (CI- ) por litro. Además, como las sales son eléctricamente equilibradas, se sigue que cuando el CaCI2 se disocia, nos proporcionará también 4.32 meq de Ca+2, y 4.32 meq de Cl -.

Existe una mecánica alterna de efectuar el cálculo de la miliequivalencia del CaCI2 y de sus iones en solución, partiendo de la relación entre la molaridad y el número de cargas, que preferimos por ser más didáctica. Como se especificó anteriormente, 1 mol de CaCI2 contribuye 2 #Av (2 equivalentes) de cargas positivas. Por consiguiente

(m)Equivalencia = (m)Eq = (m)Molaridad x número de cargas (+ o - ) (Ec. 14)

En el caso ilustrado, de la solución que contiene 240 mg de CaCI2/Iitro, calculamos primero la milimolaridad del mismo

mMCaCI2 = mg/PF = 240/111 = 2,16

De acuerdo a la Ec. 14, la miliequivalencia del CaCl2 se obtiene así

EqCaCl2 = mM x # cargas = 2,16 x 2 = 4,32

Para el cálculo de la miliequivalencia de los iones Ca+2 y Cl- y según la Ec. 7, estimamos primero la milimolaridad (mM) de cada uno

H2OCaCl2 Ca+ + 2 Cl-

2,16 mM 2,16 mM 2 x 2,16 mM

en resumen, la mM del CaCI2 es de 2,16, la mM del Ca+2 es 2,16, y la del Cl - 4,32; aplicando entonces la Ec. 14, mEquivalencia Ca+2 =mEq Ca+2 = mM x # cargas = mM x 2 = 2,16 x 2 = 4,32 y

mEquivalencia Cl- = mEq CI- = mM x # cargas = mM x 1 = 4,32 x 1 = 4,32

Esta última mecánica presenta ventajas importantes, ya que nos permite ilustrar de manera más clara el cálculo de la equivalencia de iones individuales en la solución. Permite además interconvertir Molaridad (M) y Equivalencia (Eq) de manera sumamente rápida, ya que, de acuerdo a la Ec. 14,

M= Eq/# cargas y mM = mEq/# cargas (Ec. 15)

Debemos anotar también que en el caso de sales constituidas por iones monovalentes, la Ec.14 se convierte en Equivalencia = Molaridad x 1, por lo que Eq = M y mEq = mM. Para este tipo de compuestos, como NACI y KCI, la Equivalencia es igual a la Molaridad, y una solución 0,1 M en Na+ es también 0,1 Eq en Na+.

De igual manera, la conversión rápida de Eq en M que obtenemos mediante las Ec. 14 y 15 agiliza la conversión adicional de M hasta g. o mg %, de acuerdo a las Ec. 2 y 3.

Osmolaridad.

En contraste con la definición de molaridad, que en el caso de sales se aplica a unidades formulares sin consideración del número de partículas, o la de equivalencia, que considera números de cargas provenientes de la sal independiente del número de iones, la osmolaridad es una expresión de concentración en la cual el criterio para la cantidad de masa empleada en la solución es el número total de partículas, o solutos totales contribuidos por la misma, y su importancia es básica para definir la tonicidad de soluciones. Se puede usar la osmolaridad para expresar la concentración tanto de electrolitos como no electrolitos, y su cálculo debe empezar por la definición de el peso osmolar (po), que es la cantidad de sustancia que nos proporciona 1 #Av partículas, o solutos totales. Para la glucosa, 1 mol es igual a 1 po, por cuanto la glucosa no se disocia o ion¡za en solución. En el caso de sales, un mol de unidades formulares (p.ej. NaCl o MgSO4) totalmente disociado da origen en solución tantos moles, o #Av de partículas, como iones componentes tenga la sal. Por ejemplo, 1 mol de NACI o de MgSO4 da origen cada uno a 2 moles de partículas en solución. Pero 1 mol de CaCI2 nos da 3 moles de iones por contener un ion Ca+2 y 2 iones Cl -. En general, el po es igual al peso fórmula (PF) dividido por el número de iones liberados durante la solvatación.

peso osmolar = po = PF / # partículas (Ec. 16)

El peso osmolar es un parámetro que se usa para establecer los osmoles contenidos en la cantidad de sustancia que se colocará en solución. De nuevo, la relación de proporcionalidad permite enunciar que

osmoles = osm = gramos de sustancia / po (Ec. 17)

miliosmoles = mosm = miligramos de sustancia / po (Ec. 18)

La osmolaridad (Osm), como expresión de concentración, se define así:

Osm = osm / litro (Ec. 19)

miliosmolaridad = mOsM = miliosmoles / litro (Ec. 20)

Los siguientes ejemplos ilustran la aplicación de las fórmulas. Para calcular la osmolaridad del suero glucosado 5%, establecemos primero que el peso osmolar (po) de la glucosa es:

po glucosa = PM/# cargas = 180/1 = 180

Para calcular los osmoles:

osmoles glucosa = gramos/po 5/180 = 0,027

y la osmolaridad es:

Osmolaridad glucosa = Osm osmoles / litro = 0,027 / 0,1 litro = 0,27

El suero glucosado al 5% es, entonces, 0,27 osmolar y tiene 0,27 #Av de partículas en solución. Como en no electrolitos po = PF, para ellos la Molaridad = Osmolaridad.

Para calcular la osmolaridad del CaCl2 (PF 111) 0,2% contenido en una solución fisiológica, procedemos de la misma forma:

por CaCl2 = PF/# partículas = 111/3=37

Los osmoles contenidos en los 0,2 g de CaCl2:

Osmoles CaCl2 = osm = g / po = 0,2 / 37 = 0,0054 (o sea 5,4 miliosmoles)

La osmolaridad:

Osmolaridad CaCI2 =Osm = osm / litro = 0,0054 / 0,1 = 0,054, o lo que es igual

MiliOsmolaridad CaCI2 = mOsm = mosm / litro = 5,4 / 0,1 = 54

El CaCI2 en la solución contribuye con 0,0054 #Av de partículas a la osmolaridad total de la misma, que sería la suma de las osmolaridades individuales de los componentes.

Existe también la opción de un método alterno y más didáctico para el cálculo de la osmolaridad, a partir de la molaridad y el número de partículas del compuesto. En general

Osmolaridad = Osm = molaridad (M) x # partículas (Ec. 21)

Para no electrolitos, el # de partículas = 1, y para las sales es igual al número de iones que las componen ( 2 para KCI y MgSO4, 3 para CaCI2).

En la misma solución 0,2% (200 mg %) en CaCI2, el cálculo alterno de la osmolaridad (Osm) inicia con el cálculo de los milimoles de la sal (usamos milimoles solamente por razones de comodidad en cálculo):

milimoles CaCI2 = miligramos/PF 200 / 111 = 1,8 seguido de el de la milimolaridad (mM):

mMCaCI2 =milimoles / litro = 1,8 / 0,1 = 18 y la miliosmolaridad:

mOsmCaCI2 =milimolaridad x # partículas = 18 x 3 = 54

Conclusión

Es deseable que el personal médico y de apoyo comprenda a cabalidad el significado de las unidades de concentración usadas en soluciones clínicas, y los mecanismos de conversión entre ellas, aunque sea común encontrar los valores de concentración expresados simultáneamente en diferentes unidades en el mismo recipiente. En esta revisión hemos ofrecido un desarrollo detallado para los cálculos de los diferentes tipos de concentraciones, así como una metodología alterna, más rápida y didáctica, que se puede resumir de la siguiente manera:

a) Para conversiones g%, mg% Molaridad, miliMolaridad Equivalencia, miliEq.

las ecuaciones a considerar son:

(m)g/ PM(PF,PA) /litro = (m)Molaridad (m) Molaridad x # cargas= (m) Equivalencia

b) Para conversiones g%, mg% Molaridad, milimolaridad 11:7>- Osmolaridad, miliosm.

las ecuaciones son:

(m)g/ PM(PF,PA/litro = (m)Molaridad (m) Molaridad x # partículas = (m) Osmolaridad

Esta metodología se usa en combinación con la estimación de concentraciones iónicas individuales a partir de las concentraciones de sales y la estequiometría de la disolución, de acuerdo a la Ec. 7.

La abundancia de ejemplos en recipientes, viales y bolsas de soluciones para uso tópico, oral e inyectable brinda una rica fuente para la práctica de

los conceptos ilustrados en este trabajo.

Referencias

1) Balcells, A. La Clínica y el Laboratorio. 18a. ed., Masson, S.A. Barcelona; 1999 [ Links ]

2) West., E.S., Todd, W.R., Mason, H.S., Van Bruggen, J.T Bioquímica Médica. 4a ed., Editorial Interamericana, México, D.F., 1969; p 6-7. [ Links ]

3) Burtis, C.A., Ashwood, E.R. Tietz. Textbook of Clinical Chemistry. 2nd. ed., W.B.Saunders. 1994; p 34-35. [ Links ]

4) Rutherford, M J. lnorganic Chemistry. Springhouse Corporation, Springhouse, PA (USA) 1993; p 42-46. [ Links ]

* Escuela de Medicina y Facultad de Microbiología Universidad de Costa Rica

Formato Documento Electrónico (ISO)

GARCIA, Jorge. Concentraciones en soluciones clínicas: teoría e interconversiones. Rev. costarric. cienc. méd [online]. 2002, vol.23, n.1-2 [citado 2011-02-01], pp. 81-88 . Disponible en: <http://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008&lng=es&nrm=iso>. ISSN 0253-2948.

Formato Documento Electrónico (ABNT)

GARCIA, Jorge. Concentraciones en soluciones clínicas: teoría e interconversiones. Rev. costarric. cienc. méd, San José, v. 23, n. 1-2, jun. 2002 . Disponible en <http://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008&lng=es&nrm=iso>. accedido en 01 feb. 2011.

Formato Documento Electrónico (Vancouver)

García Jorge. Concentraciones en soluciones clínicas: teoría e interconversiones. Rev. costarric. cienc. méd [revista en la Internet]. 2002 Jun [citado 2011 Feb 01] ; 23(1-2): 81-88. Disponible en: http://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008&lng=es.

INTRODUCCIÓN

http://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008&lng=es

Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan :

1. Su composición química es variable.

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3.

Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN

DISOLVENTE

SOLUTO

EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire

Liquida Liquido LiquidoAlcohol en agua

Liquida Liquido Gas O2 en H2O

Liquida Liquido SólidoNaCl en

H2O

SOLUBILIDAD

La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

Factores que afectan la solubilidad:

Los factores que afectan la solubilidad son:

a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

Xsto + Xste = 1

e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1M?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de AgNO3 es:

170 g =masa de 1 mol AgNO3

y que

100 de H20 cm3 equivalen

a100 ml. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M hay 1 mol de AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H2O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M

f) Molalidad (m): Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1m?




y que


a100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:


Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma

g) Normalidad (N): Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3 de solución 1N?




y que


a100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N hay 1 mol de AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:


El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.

h) Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.

SOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Electrolitos:

Son sustancias que confieren a una solución la capacidad de conducir la corriente eléctrica. Las sustancias buenas conductoras de la electricidad se llaman electrolitos fuertes y las que conducen la electricidad en mínima cantidad son electrolitos débiles.

Electrolisis:

Son las transformaciones químicas que producen la corriente eléctrica a su paso por las soluciones de electrolitos.

Al pasar la corriente eléctrica, las sales, los ácidos y las bases se ionizan.

EJEMPLOS:

NaCl → Na+ + Cl-

CaSO4 → Ca+2 + SO4-2

HCl → H+ + Cl-

AgNO3 → Ag+ + NO3-

NaOH → Na+ + OH-

Los iones positivos van al polo negativo o cátodo y los negativos al polo positivo o ánodo.

PRODUCTO IÓNICO DEL H2O

El H2O es un electrolito débil. Se disocia así:

H2O H + + OH-

La constante de equilibrio para la disociación del H2O es :

El símbolo [ ] indica la concentración molar

Keq [H2O] = [H + ] + [OH-].

La concentración del agua sin disociar es elevada y se puede considerar constante.

Valor del producto iónico del H 2O( 10-14 moles/litro).

En el agua pura el número de iones H+ y OH- es igual. Experimentalmente se ha demostrado que un litro de agua contiene una diez millonésima del numero H+ e igual de OH-; esto se expresa como 10-

7 por tanto, la concentración molar de H+ se expresa asi

[H + ]= 10-7 moles/litro y [OH-] = 10-7; entonces; [H2O] = 10-7 moles / litro [H2O] = 10-14 moles/litro.

Si se conoce la concentración de uno de los iones del H2O se puede calcular la del otro.

EJEMPLO:

Si se agrega un ácido al agua hasta que la concentración del H+ sea de 1 x 104 moles / litro, podemos determinar la concentración de los iones OH-; la presencia del ácido no modifica el producto iónico de H2O:

[H2O] = [H + ] [OH-] =

10-14 de donde

Si se añade una base (NaOH) al H2O hasta que la concentración de iones OH- sea 0.00001 moles/ litro ( 1 X 10-5); se puede calcular la concentración de iones H+.

[H2O] = [H + ] [OH-] =

10-14 de donde;

[H + ]10-5 = 10-14; entonces;

POTENCIAL DE HIDROGENACIÓN O pH

El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la concentración de iones H+ expresado en moles por litro

Escala de pH;

El pOH es igual al logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH. Calcular el pH del agua pura

Log 1.0 x 107

Log 1.0 + log

107 = 0 + 7 = 7

el pH del agua es 7

EJEMPLO:

Cuál es el pH de una solución de 0.0020 M de HCl?

Log 5 + log 102 = 0.7 + 2 = 2.7

Respuesta: el pH de la solución es de 2.7

INDICADORES

Son sustancias que pueden utilizarse en formas de solución o impregnadas en papeles especiales y que cambian de color según el grado del pH

INDICADOR MEDIO ÁCIDO MEDIO BÁSICO

Fenoftaleina incoloro rojo

Tornasol rojo azul

Rojo congo azul rojo

Alizarina amarillo rojo naranja

COLOIDES

los coloides son mezclas intermedias entre las soluciones y las mezclas propiamente dichas; sus partículas son de tamaño mayor que el de las soluciones ( 10 a 10.000 Aº se llaman micelas).

Los componentes de un coloide se denominan fase dispersa y medio dispersante. Según la afinidad de los coloides por la fase dispersante se clasifican en liófilos si tienen afinidad y liófobos si no hay afinidad entre la sustancia y el medio.

Clase de coloides según el estado físico

NOMBRE EJEMPLOSFASE

DISPERSAMEDIO

DISPERSANTE

Aerosol sólido Polvo en el aire Sólido Gas

GelesGelatinas, tinta, clara de

huevoSólido Liquido

Aerosol liquido Niebla Liquido Gas

Emulsión leche, mayonesa Liquido Liquido

Emulsión sólida Pinturas, queso Liquido Sólido

Espuma Nubes, esquemas Gas Liquido

Espuma sólida Piedra pómez Gas Sólido

PROPIEDADES DE LOS COLOIDES

Las propiedades de los coloides son :

Movimiento browniano: Se observa en un coloide al ultramicroscopio, y se caracteriza por un movimiento de partículas rápido, caótico y continuo; esto se debe al choque de las partículas dispersas con las del medio.

Efecto de Tyndall Es una propiedad óptica de los coloides y consiste en la difracción de los rayos de luz que pasan a través de un coloide. Esto no ocurre en otras sustancias.

Adsorción : Los coloides son excelentes adsorbentes debido al tamaño pequeño de las partículas y a la superficie grande. EJEMPLO: el carbón activado tiene gran adsorción, por tanto, se usa en los extractores de olores; esta propiedad se usa también en cromatografía.

Carga eléctrica : Las partículas presentan cargas eléctricas positivas o negativas. Si se trasladan al mismo tiempo hacia el polo positivo se denomina anaforesis; si ocurre el movimiento hacia el polo negativo, cataforesis.

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Concentraciones en soluciones clínicas