1. QUÍMICA - SOLUCIONES
conceptos fundamentales
SOLUCIONES: Mezclas homogéneas (una sola fase) con composiciones variables.
Resultan de la mezcla de dos o más sustancias puras diferentes cuya unión no produce
una reacción química sino solamente un cambio físico. Una sustancia (soluto) se
disuelve en otra (solvente) formando una sola fase. Los componentes pueden
separarse utilizando procedimientos físicos.
MEZCLAS: Mezclas heterogéneas (más de una fase). Resultan de la mezcla de dos o
más sustancias puras diferentes cuya unión no produce una reacción química sino
solamente un cambio físico.
FASE: Porción de materia con propiedades uniformes. Porción de un sistema
separado de los otros por límites físicos.
SOLUTO: Componente de una solución que se encuentra en cantidad menor. Es la
fase de menor proporción.
SOLVENTE: Componente de una solución que se encuentra en cantidad mayor. Es la
fase de mayor proporción.
SOLUCIÓN ACUOSA: El solvente es el agua. El soluto puede ser un sólido, un
líquido o un gas.
TIPOS DE SOLUCIONES:
- Gas en líquido.
- Líquido en líquido.
- Sólido en líquido.
- Gas en gas.
- Líquido en gas.
- Sólido en gas.
- Gas en sólido.
- Líquido en sólido.
- Sólido en sólido.
SOLUBILIDAD: Cantidad máxima de soluto que puede ser disuelta por un
determinado solvente. Varía con la presión y con la temperatura. Es un dato
cuantitativo.
MISCIBILIDAD: Capacidad de una sustancia para disolverse en otra. Es un dato
cualitativo. Separa los pares de sustancias en "miscibles" y "no miscibles".
CURVA DE SOLUBILIDAD: Representación gráfica de la solubilidad de un soluto
en determinado solvente (eje y) en función de la temperatura (eje x).

2. SOLUCIÓN SATURADA: Solución que contiene la máxima cantidad de soluto que el
solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura. Si se le agrega más soluto no
lo disuelve: si es un sólido en un solvente líquido, el exceso precipita; si es un líquido
en solvente líquido, el exceso queda separado del solvente por encima o por debajo
según su densidad relativa; si es un gas en un solvente líquido, el exceso de soluto
escapa en forma de burbujas. En una solución saturada de un sólido en un líquido, el
proceso de disolución tiene la misma velocidad que el proceso de precipitación.
SOLUCIÓN NO SATURADA: Solución que contiene una cantidad de soluto menor
que la que el solvente puede disolver a esa presión y esa temperatura.
CARACTERÍSTICA GENERAL DE LA SOLUBILIDAD: Como ya fuera
descubierto hace varios siglos, "lo similar disuelve a lo similar". Las sustancias iónicas
son solubles en solventes iónicos. Las sustancias covalentes son solubles en solventes
covalentes.
CASO PARTICULAR. SOLUCIONES DE GASES EN LÍQUIDOS: La solubilidad de
un soluto gaseoso en un solvente líquido depende de cuatro factores: a) temperatura;
b) presión; c) energía; y d) entropía. Se aplica la llamada "Ley de Henry" que permite
conocer la presión parcial del soluto gaseoso en función de su fracción molar y de una
constante que depende del gas y de su temperatura.
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE DISOLUCIÓN: a) tamaño
de las partículas del soluto; b) naturaleza física del soluto; c) naturaleza física del
solvente; d) temperatura; y e) grado de agitación del soluto y del solvente.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y
HETEROGÉNEAS: Existen numerosos métodos, la mayoría adaptados a casos
especiales de solutos y solventes determinados, bajo condiciones determinadas. Según
el profesor Carlos Mosquera Suárez, de la U. D. Fco. José de Caldas (Colombia), doce
son los métodos generales más utilizados:
- Disolución (sólido de sólido - uno soluble y el otro no).
- Maceración (sólido de sólido - trituración + disolución).
- Extracción (sólido de sólido - en frío con Soxhlet o en caliente por decocción).
- Lixiviación (sólido de sólido - disolución con arrastre).
- Tamizado (sólido de sólido - a través de mallas de alambre de distintos diámetros).
- Destilación (líquido de líquido - homogénea - por diferencia en el punto de ebullición
entre ambos).
- Decantación (líquido de líquido - heterogénea - por diferencia entre la densidad de
ambos).
- Evaporación (sólido de líquido - homogénea - se calienta para evaporar el solvente y
queda el soluto).
- Cristalización (sólido de líquido - homogénea - se baja la temperatura para que
cristalice el sólido - luego se filtra o decanta).
- Filtración (sólido de líquido - heterogénea - se hace pasar a través de un filtro que
retenga el sólido pero no el líquido).

3. - Centrifugación (sólido de líquido - homogénea - se aumenta la aceleración de la
gravedad por aumentar la fuerza centrífuga, facilitando la precipitación del sólido).
- Cromatografía (todos los casos - homogénea - se usa una fase móvil y una fija, la
móvil viaja sobre la fija y sus componentes se van separando según su facilidad de
migración, la que depende de diversos factores, por ejemplo su peso molecular).
EXPRESIÓN DE LAS CONCENTRACIONES DE LAS SOLUCIONES:
Concentración: cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente,
o cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solución. Siempre indica
una proporción entre soluto y solvente.
Porcentaje en masa (m/m): Cantidad de gramos de soluto disuelto en 100 gramos de
solución.
Porcentaje en volumen (V/V): Volumen en mililitros de soluto disuelto en 100
mililitros de solución.
Porcentaje masa a volumen (m/V): Cantidad de gramos de soluto disuelto en 100
mililitros de solución.
Partes por millón (ppm): Cantidad de miligramos de soluto disuelto en 1 litro (ó 1 Kg)
de solución.
Formalidad (F): Cantidad de "moles fórmula" de soluto disuelto en 1 litro de
solución. Un mol fórmula toma en cuenta la molécula de soluto sin disociar.
Molaridad (M): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 litro de solución. Este
concepto de mol se aplica a la molécula de soluto disociada en iones.
Molalidad (m): Cantidad de moles de soluto disuelto en 1 Kg de solvente.
Normalidad (N): Cantidad de equivalentes-gramo de soluto disuelto en 1 litro de
solución. Equivalente-gramo es la cantidad de sustancia que reaccionaría con 1,008
gramos de hidrógeno, es decir, con un átomo-gramo de este elemento.
Fracción molar (X): Cantidad de moles de soluto o de solvente con respecto al número
total de moles de la solución.
Porcentaje molar (X%); Fracción molar multiplicada por 100.
Serie 1.- Introducción a la Química Analítica.
1.1.- Concentraciones químicas.

4. Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias1. La especie minoritaria
de la disolución se llama soluto y la especie mayoritaria disolvente. La concentración
indica la cantidad de soluto que hay en un volumen dado de masa de disolución o
disolvente. Las concentraciones químicas se indican poniendo la fórmula química dentro de
paréntesis cuadrados ([ ])2.
Molaridad y molalidad.
Un mol es el número de Avogadro de moléculas (6,022x10-23). La masa atómica (Pa) de un
elemento es el número de gramos que contienen el número de Avogadro de átomos. La
masa molecular (Pm) de un compuesto es la suma de las masas atómicas de los átomos
que hay en la molécula, es decir, el número de gramos que contienen el número de
Avogrado de moléculas.
Un electrolito es una sustancia que se disocia en iones cuando está en disolución. Un
compuesto que está disociado en iones en su mayor parte se llama electrolito fuerte. Uno
que apenas se disocia se denomina electrolito débil.
Molaridad (M) es el número de moles de una sustancia por litro de disolución. Molalidad
(m) es el número de moles de una sustancia por kilogramo de disolvente (no disolución). A
diferencia de la molaridad, la molalidad es independiente de la temperatura. La molaridad
cambia con la temperatura porque el volumen de una disolución normalmente aumenta
cuando se calienta.
Ejercicio 1.1.- Molaridades de sales en el mar.
(a) El agua de mar contiene normalmente 2,7 g de cloruro sódico (NaCl) por 100 mL de
agua. ¿Cuál es la molaridad de NaCl en el océano?. (b) El cloruro de magnesio (MgCl 2)
se encuentra en el océano en una concentración 0,054 M. ¿Cuántos gramos de MgCl 2
hay en 25 mL de agua de mar?. Solución: (a) 0,46 M; (b) 0,13 g.
Composición en tanto por ciento.
Existen tres formas de expresar el porcentaje de un componente (soluto) en una mezcla o
disolución:
1
Homogénea significa que la mezcla tiene la misma composición en todas partes. Cuando se disuelve azúcar
en agua la mezcla es homogénea. Una mezcla que no es igual en todas partes (como un zumo de naranja, que
tiene sólidos suspendidos) es heterogénea.
2
[H2SO4] significa la concentración de ácido sulfúrico.

5. masa del soluto
Tanto por ciento en peso = x100
masa total de la disolución o mezcla
masa del soluto
Tanto por ciento en peso - volumen = x100
volumen total de la disolución
volumen del soluto
Tanto por ciento en volumen = x100
volumen total de la disolución
Ejercicio 1.2.- Conversión de porcentajes en peso a molaridad y molalidad.
Hallar la molaridad y molalidad de un HCl del 37% en peso. La densidad 3 del reactivo es
1,19 g/mL. Solución: 12,1 M y 16,1 m.
Partes por millón y partes por billón4.
Nombre Abreviatura Peso Peso-Volumen Volumen
Partes por ppm µg/g µg/mL nL/mL
millón mg/Kg mg/L µL/L
ppb ng/g ng/mL nL/L
Partes por billón µg/Kg µg/L
Ejercicio 1.3.- Conversión de ppm en molaridad.
3
La densidad de una sustancia es la masa por unidad de volumen
4
Con frecuencia surgen confusiones porque la palabra billón significa 10 12 en español, mientras que en inglés
significa 109. Se sigue en este caso la notación inglesa.

6. Los alcanos normales son hidrocarburos de fórmula CnH2n+2. Las plantas sintetizan
selectivamente alcanos con un número impar de átomos de carbono. En el agua de
lluvia, en verano abundan más los alcanos de número impar de carbonos. Este hecho
sugiere que en verano los alcanos presentes en el aire provienen principalmente de las
plantas. En invierno, la concentración de alcanos disminuye y no predominan los
alcanos de número impar, de lo que se deduce que el origen de los alcanos en invierno
no son las plantas sino probablemente la actividad humana. La concentración de C29H60
en el agua de lluvia en verano es 34 ppb. Hallar la molaridad del C 29H60. Solución: 83
nM.
1.2.- Preparación de disoluciones.
Para preparar una disolución acuosa de una concentración deseada a partir de un sólido
puro, se pesa la masa correcta del reactivo y se disuelve en el volumen deseado en un
matraz volumétrico.
Ejercicio 1.4.- Preparación de una disolución de una molaridad deseada.
El sulfato de cobre pentahidratado (CuSO45H2O) tiene cinco moles de H2O por cada mol
de CuSO4 en el cristal sólido5. ¿Cuántos gramos de CuSO45H2O deben disolverse en un
matraz de 500 mL para preparar una disolución 8,00 mM de Cu?. Solución: 0,999 g.
Dilución.
Las disoluciones diluidas se pueden preparar a partir de disoluciones concentradas. Para
ello se transfiere el volumen o masa deseados de la disolución concentrada a un matraz
vacío y se diluye al volumen o masa final requerido. El número de moles tomados de la
disolución concentrada es igual al número de moles puestos en la disolución diluida6:
Mconc.Vconc=Mdil.Vdil
5
El sulfato cúprico sin agua de cristalización se denomina anhidro y tiene la fórmula CuSO4.
6
Se puede usar cualquier unidad de concentración y volumen con tal de que se usen las mismas unidades a
ambos lados de la ecuación.

7. Ejercicio 1.5.- Preparación de HCl 0,1M.
La molaridad del HCl concentrado comercial para uso de laboratorio es 12,1 M.
¿Cuántos mL de este reactivo se deben diluir a 1 L para preparar HCl 0,100 M?.
Solución: 8,26 mL.
Ejercicio 1.6.- Cálculo de una dilución más complicada.
Una disolución de amoniaco en agua se llama hidróxido amónico debido a que se
produce el equilibrio7:
NH3+H2ONH4++OH-
La densidad del hidróxido amónico concentrado, que contiene un 28,0% en peso de
NH3, es 0,899 g/mL. ¿Qué volumen de este reactivo se tiene que diluir hasta 500 mL
para preparar NH3 0,250 M?. Solución: 8,45 mL.
1.3.- Estequiometría.
Estequiometría es el cálculo de las cantidades de sustancia que intervienen en una
reacción química.
Ejercicio 1.7.- Análisis gravimétrico8 del hierro en pastillas.
El hierro de una pastilla de un suplemento dietético se puede medir disolviéndola y
convirtiendo el hierro en óxido de hierro (Fe2O3). De la masa de Fe2O3 se puede calcular
la masa de hierro que había en la pastilla original. Los pasos de este procedimiento son
los siguientes:
Paso 1.- Se mezclan las pastillas que contienen fumarato de hierro (II) (FeC4H2O4) y el
excipiente insoluble con 150 mL de HCl 0,100 M para disolver el Fe2+. La disolución se
filtra para eliminar el material insoluble9:
7
En una reacción química las especies que están a la izquierda de la ecuación se llaman reactivos y los que
están a la derecha se llaman productos.
8
El análisis químico basado en el peso del producto final de una transformación química se llama análisis
gravimétrico.

8. FeC4H2O4+2H+Fe2++C4H4O4
Paso 2.- El hierro (II) en el líquido transparente se oxida a hierro (III) en exceso de
peróxido de hidrógeno (agua oxigenada):
2Fe2++H2O2+2H+2Fe3++2H2O
Paso 3.- Se añade hidróxido amónico para precipitar el óxido férrico hidratado que es
un gel. El gel se filtra y se calienta en una mufla a 900ºC para convertirlo en el sólido
Fe2O3 puro:
900 º C
Fe3++3OH-+(x-1)H2OFeOOH.H2O → Fe2O3
a) Si cada pastilla de suplemento dietético contiene aproximadamente 15 mg de hierro,
¿cuántas pastillas se tienen que analizar para obtener al menos 0,250 g de Fe2O3?.
Solución: 12 pastillas.
b) ¿Cuánta masa de disolución de H2O2 al 3,00% en peso se necesita para disponer de
un 50% de exceso de reactivo en la reacción del paso 2?. Solución: 2,74 g.
c) La masa final de Fe2O3 aislado al final de la experiencia fue 0,277 g. ¿Cuál es el
contenido medio de hierro en una tableta dietética?. Solución: 16,1 mg.
1.4.- Distribución Gaussiana.
Las medidas experimentales conllevan cierta variabilidad, de modo que no se puede sacar
ninguna conclusión con absoluta certeza. La estadística proporciona medios para aceptar
conclusiones que tienen una alta probabilidad de ser correctas y de rechazar las
conclusiones que no lo son. Si se repite una experiencia un gran número de veces, y los
errores son puramente aleatorios, los resultados tienden a agruparse simétricamente en
torno a un valor medio. Cuantas más veces se repita la experiencia más se acercan los
resultados a una curva ideal llamada distribución gaussiana o normal (ver figura 1). En
general, no se pueden hacer tantas medidas de una experiencia de laboratorio. Por lo
general se suele repetir una experiencia en el laboratorio de tres a cinco veces. Sin
embargo, de una pequeña serie de resultados se puede estimar los parámetros
9
Esta reacción química es la que tiene lugar en el estómago donde existe un medio ácido que solubiliza el
hierro de modo que puede ser absorbido con facilidad (las sustancias insolubles no se absorben).

9. estadísticos que caracterizan a una serie grande. Por tanto, podemos hacer estimaciones
del comportamiento estadístico a partir de un pequeño número de medidas.
0,45
0,4
0,35
0,3
0,25
Y
0,2
0,15
0,1
0,05
0
1 6 11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81
X
Figura 1.- Distribución Gaussiana. El eje X respresenta el número de veces que un resultado (eje Y) se
repite.
Valor medio y desviación estándar.
La media aritmética, X , también llamada promedio, es la suma de los valores obtenidos
dividido por n, el número de medidas:
∑X i
X = i
n

10. La desviación estándar, s, es una medida del grado de proximidad de los datos en torno al
valor de la media. Cuanto menor es la desviación estándar, más estrechamente se
agrupan los datos alrededor de la media:
∑(X ) 2
i −X
s= i
n −1
Para una serie infinita de datos (n=∞), la media se designa con la letra griega mu, µ (media
de la población), y la desviación estándar se escribe con la letra griega sigma, σ
(desviación estándar de la población). Nunca se mide µ y σ, pero los valores de X y s se
acercan a µ y σ a medida que aumenta el número de medidas. A medida que aumenta el
número de medidas, X se acerca a µ sin no hay errores sistemáticos. La cantidad n-1 se
llama grados de libertad. El cuadrado de la desviación estándar se denomina varianza. La
desviación estándar expresada como porcentaje del valor medio (100s/ X ) se llama
desviación estándar relativa o coeficiente de variación.
Ejercicio 1.8.- Media y desviación estándar.
Supongamos que se han hecho las siguientes 4 medidas: 821, 783, 834 y 855. Hallar la
media y la desviación estándar. Solución: X =823,2 y s=30,3.
Desviación estándar y probabilidad.
La fórmula de la curva gaussiana es:
( X −µ )2
1 −
y= e 2σ 2
σ 2π
Para una serie finita de datos se hace la aproximación de considerar X como µ y s como
σ. El valor máximo de y está en X=µ y la curva es simétrica en torno a X=µ. La desviación

11. estándar mide la anchura de la curva de Gauss. Cuanto mayor es el valor de σ más ancha
es la curva. En toda curva de Gauss, el 68,3% del área está comprendida en el intervalo
µ±1σ, el 95,5% está comprendida en el intervalo µ±2σ y el 99,7% está comprendida en el
intervalo µ±3σ.
1.5.- Intervalos de confianza.
Si se dispone de un número limitado de medidas, no es posible determinar la verdadera
media de la población, µ, o la verdadera desviación estándar, σ. Lo que podemos
determinar es X y s, la media muestral y la desviación estándar muestral. El intervalo de
confianza es una expresión que indica que es probable que la verdadera media, µ, esté a
una cierta distancia de la media medida, X . El intervalo de confianza viene dado por:
ts
µ=X±
n
donde t es el estadístico t de Student.
Tabla 1.- Valores de t de Student.
Nivel de Confianza
Grados de libertad 50 90 95 98 99 99,5 99,9
1 1,000 6,314 12,706 31,821 63,657 127,32 636,619
2 0,816 2,920 4,303 6,965 9,925 14,089 31,598
3 0,765 2,353 3,182 4,541 5,841 7,543 12,924
4 0,741 2,132 2,776 3,747 4,604 5,598 8,610
5 0,727 2,015 2,571 3,365 4,032 4,773 6,869
6 0,718 1,943 2,447 3,143 3,707 4,317 5,959
7 0,711 1,895 2,365 2,998 3,500 4,029 5,408
8 0,706 1,860 2,306 2,896 3,355 3,832 5,041
9 0,703 1,833 2,262 2,821 3,250 3,690 4,781
10 0,700 1,812 2,228 2,764 3,169 3,581 4,587
15 0,691 1,753 2,131 2,602 2,947 3,252 4,073
20 0,687 1,725 2,086 2,528 2,845 3,153 3,850
25 0,684 1,708 2,068 2,485 2,787 3,078 3,725
30 0,683 1,697 2,042 2,457 2,750 3,030 3,646
40 0,681 1,684 2,021 2,423 2,704 2,971 3,551
60 0,679 1,671 2,000 2,390 2,660 2,915 3,460

12. Ejercicio 1.9.- Cálculo de intervalos de confianza.
Se determina el contenido de hidratos de carbono de una glucoproteína (una proteína con
azúcares unido a ella), que resulta ser 12,6, 11,9,13,0, 12,7 y 12,5 g de hidratos de
carbono por 100 g de proteína en análisis replicados. Hallar los intervalos de confianza
del 50% y del 90% del contenido en hidratos de carbono. Solución: 12,54±0,13 para el
50% y 12,54±0,38 para el 90%.
1.6.- Comparación de medias utilizando la t de Student10.
Comparación de un resultado medido con un valor conocido.
Se mide una cantidad varias veces y se obtiene un valor medio y una desviación estándar.
El resultado no concuerda exactamente con el resultado aceptado. ¿Coincide o no el
resultado medido con el resultado conocido dentro del error experimental?
Para ello, calculamos tcalculado y se compara con la ttabulada. Si tcalculado>ttabulado a un nivel de
confianza del 95% se considera que los dos resultados son diferentes:
X − Valor Conocido
t calculdo = n
s
Ejercicio 1.10.- Comparación de un resultado medido con un valor conocido.
Se compró una muestra de carbón de material estándar de referencia, certificado por el
NIST (National Institute of Standars and Technology), que contenía 3,19% en peso de
azufre. Se quería ensayar un nuevo método analítico para ver si reproducía el valor
conocido. Los valores medidos fueron 3,29, 3,22, 3,30 y 3,23% en peso de azufre.
¿Concuerda este resultado con el valor conocido?. Solución: No.
10
Los tests estadísticos sólo nos dan probabilidades. No nos liberan de la responsabilidad de interpretar los
resultados.

13. Comparación de medias replicadas.
Se mide una cantidad varias veces con dos métodos diferentes, que dan dos resultados
distintos, cada uno con su desviación estándar. ¿Concuerdan entre sí los dos resultados
dentro del error experimental?.
Para dos conjuntos de medidas, que tienen n1 y n2 medidas (con medias X 1 y X 2) se
calcula el valor de t con la fórmula11:
X1 − X 2 n1 n 2
t calculado =
s combinada n1 + n 2
donde:
s12 ( n1 − 1) + s 2 ( n2 − 1)
2
s combinada =
n1 + n2 − 2
La tcalculada se compara con la t de las tablas para n1+n2-2 grados de libertad. Si la tcalculada es
mayor que la ttabulada a un nivel de confianza del 95%, los dos resultados se consideran
diferentes.
Ejercicio 1.11.- Comparación de medidas replicadas.
A principios del siglo pasado, se creía que el aire seco estaba compuesto de
aproximadamente una quinta parte de oxígeno y cuatro quintas partes de nitrógeno.
Rayleigh eliminó todo el oxígeno de una muestra de aire, introduciendo en el aire cobre
al rojo vivo (con la consiguiente formación de CuO sólido). A continuación midió la
densidad del gas resultante y lo recogió en un volumen conocido, a temperatura y
11

14. presión constante. Preparó también el mismo volumen de nitrógeno puro, por
descomposición química del óxido nitroso (N2O). La masa media del gas obtenido del
aire fue X 1=2,31011 g, con una desviación estándar de s1=0,00014 (para n1=7
medidas). La masa del gas obtenido por vía química fue X 2=2,29947 g, con una
desviación estándar de s2=0,00138 (para n2=8 medidas). ¿Era el gas obtenido por Lord
Rayleigh a partir del aire más denso que el nitrógeno obtenido químicamente?. ¿Qué
conclusión se puede deducir de este experimento?. Solución: Sí. Presencia en el aire de
un gas distinto del oxígeno y el nitrógeno.
Comparación de pares de medidas.
Se mide una vez la muestra 1 con el método A y otra vez con el método B, y no dan el
mismo resultado. Asimismo, se mide otra muestra, designada como 2, una vez con el
método A y otra con el método B, y los resultados vuelven a ser diferentes. El
procedimiento se repite con n muestras diferentes. ¿Concuerdan los dos métodos dentro del
error experimental o difieren entre sí sistemáticamente?
Para contestar a esta cuestión se aplica el test t a las diferencias individuales entre los
resultaos de cada muestra:
D
t calculada = n
sD
donde:
∑ (D ) 2
i −D
sD =
n −1
La cantidad D es la diferencia media entre los métodos A y B y n es el número de pares
de datos.

15. Ejercicio 1.12.- Comparación de pares de medidas.
El colesterol contenido en el plasma sanguíneo de seis individuos fue analizado por dos
métodos analíticos distintos:
Contenido en colesterol (mg/dL)
Individuo Método A Método B
1 146 142
2 222 238
3 284 267
4 197 180
5 113 109
6 235 225
¿Es el método B sistemáticamente diferente al método A?. Solución: Sí.
1.7.- Test Q de datos sospechosos.
En ocasiones, un dato no es coherente con los restantes. Se puede usar el test Q como
ayuda para decidir si se retiene o se descarta un dato sospechoso. Para aplicar el test Q se
ordenan los datos en orden creciente y se calcula Q definido como:
Divergencia
Qcalculado =
Re corrido
El recorrido es la dispersión total de los datos. La divergencia es la diferencia entre el valor
sospechoso y el valor más próximo. Si Qcalculada>Qtabulada, el punto sospechoso se descarta.

16. Ejercicio 1.13.- Test Q de datos sospechosos.
Consideremos los siguientes 5 resultados: 12,53, 12,56, 12,47, 12,67 y 12,48. ¿Es el
12,67 un punto rechazable?. Solución: No.
1.8.- Curva de calibrado.
En muchos tipos de análisis químico se mide la respuesta del procedimiento analítico a
cantidades conocidas de analito (llamadas patrones o estándares), y basándose en ellas se
puede interpretar la respuesta a una muestra de contenido desconocido. Para ello, es
preciso preparar una curva de calibrado que es un gráfico que muestra la respuesta de un
método analítico en función de cantidades conocidas del analito. La mayoría de las veces
se trabaja en una región en la que la curva de calibrado es recta. El método de los
mínimos cuadrados es la técnica que nos permite trazar la mejor recta a la que se ajustan
los puntos experimentales, que de hecho están más o menos dispersos y no se encuentran
exactamente en línea recta. Este procedimiento supone que los errores de los valores de y
son sustancialmente mayores que los de los valores de x. Esta condición normalmente es
cierta en una curva de calibrado, si la respuesta experimental medida (valores de y) es
menos cierta que la cantidad del analito (valores de x). Un segundo supuesto es que las
incertidumbres (las desviaciones estándar) de todos los valores de y son similares.
En la mayoría de los textos de Química Analítica se pueden encontrar las ecuaciones que
permiten ajustar una serie de datos experimentales a una recta. Sin embargo, las
calculadoras actuales permiten obtener de forman sencilla la ecuación y=a+bx, donde a es
la ordenada en el origen y b la pendiente de la recta de calibrado. Para ello es necesario que
cada alumno consulte el manual de su calculadora. También es posible obtener la regresión
de la recta, r, que nos indica la bondad de la misma: cuanto más se aproxime este valor a 1
más se aproximan los puntos a una recta. En Química Analítica, una curva de calibrada
ajustada por mínimos cuadrados debe tener una r 1>r>0,995. Si la r es menor deberemos de
representar los puntos para descartar alguno de ellos. Finalmente, es posible también
introducir el valor de y (señal analítica para la muestra de concentración desconocida) en la
calculadora y obtener el valor de x (concentración).

17. Ejercicio 1.14.- Uso de una curva de calibrado.
La siguiente tabla reproduce datos reales de análisis de proteína mediante transformación
en un producto coloreado. Un instrumento llamado espectrofotómetro mide la
absorbancia de la luz, que es proporcional a la cantidad de proteína analizada. Las
disoluciones que contienen concentraciones conocidas de analito se llaman disoluciones
patrón o estándar. Las disoluciones que contienen todos los reactivos y disolventes
usados en el análisis, pero sin analito, se llaman disoluciones blanco o simplemente
blancos. Los blancos miden la respuesta del procedimiento analítico a las impurezas o
especies interferentes que existan en los reactivos. A todas las señales medidas se le
deben de restar la señal del blanco:
Cantidad de proteína (mg) Absorbancia
0 0,100
5,0 0,188
10,0 0,272
15,0 0,392
20,0 0,430
25,0 0,496
Una muestra de proteína desconocida dio una absorbancia de 0,406 y el blanco una
absorbancia de 0,104. ¿Cuántos mg de proteína contiene la muestra?. Solución: 18,6 mg.
1.9.- Adiciones patrón.
El método de las adiciones patrón consiste en añadir cantidades conocidas de analito al
problema cuyo contenido en analito se quiere determinar. A partir del aumento de señal se
deduce cuánto analito había en la muestra problema. Este método requiere una respuesta
lineal frente al analito. La adición de patrón es especialmente apropiada cuando la
composición de la muestra es desconocida o compleja y afecta a la señal analítica. La
matriz es todo lo que hay en el problema además del analito. Definimos como efecto de
matriz el cambio que experimenta una señal analítica por todo lo que hay en la muestra
además del analito. El supuesto subyacente en el método de adiciones patrón es que la
matriz ejerce el mismo efecto sobre el analito añadido y el que hay originalmente en la
muestra problema.
Una muestra de concentración inicial de analito desconocida [X]i da una señal Sx. Se añade
después una concentración conocida de patrón, Y, a una alícuota de la muestra y se mide la
nueva señal analítica Sx+y de esta segunda disolución. La adición del patrón a la muestra
modifica la concentración original del analito debido a la dilución. Llamemos a la

18. concentración diluida del analito [X]f. Designamos la concentración final del patrón en la
disolución final como [Y]f:
S X = K[ X ]i
donde K es una constante de proporcionalidad,
S Y + X = K ( [Y ] f + [ X ] f )
donde K es la misma constante de proporcionalidad. Dividiendo ambas expresiones:
SX
=
[ X ]i
S Y + X [Y ] f + [ X ] f
Expresando la concentración diluida del analito, [X]f en términos de la concentración inicial
del analito [X]i se puede obtener [X]i dado que los demás elementos de la ecuación son
conocidos.
Ejercicio 1.15.- Adiciones patrón.
El contenido en Na de un suero dio una señal de 42,7 unidades de intensidad en un
análisis por emisión atómica. A continuación se añadieron 5,00 mL de NaCl 2,08 M a
95,0 mL del suero. Este suero enriquecido dio una señal de 79,8 unidades de intensidad.
Hallar la concentración original de Na en el suero. Solución: 0,113 M.
Normalmente no se hace una única adición a la muestra sino varias. Para ello, se pipetea en
una serie de matraces volúmenes iguales de la muestra. A continuación se añaden
volúmenes crecientes de patrón a cada matraz. Finalmente, se diluye cada matraz hasta el
enrase. Cada frasco contiene la misma concentración de muestra desconocida y diferentes
concentraciones de patrón. El siguiente paso es analizar cada disolución y construir la recta
de calibrado representando en el eje x la concentración de patrón añadido después de haber
sido mezclado con la muestra. La abscisa en el origen de la recta extrapolada con signo
cambiado es la concentración desconocida después de diluir la muestra al volumen final.
Resumiendo, se calcula la recta de calibrado y=a+bx como en el caso anterior y a
continuación se hace la y=0 y se calcula la x. Esta será la concentración de la muestra en el
matraz. Posteriormente se deberán tener en cuenta la dilución realizada.
1.10.- Patrones internos.
Un patrón interno es una cantidad conocida de un compuesto diferente del analito que se
añade a la muestra desconocida12. La señal del analito se compara con la del patrón interno,
y de ese modo se determina el analito presente en la muestra. Los patrones internos son
especialmente útiles cuando la cantidad de muestra analizada o la respuesta del instrumento
varía algo de experiencia a experiencia por razones que son difíciles de controlar.
12
En las adiciones patrón o estándar el patrón es la misma sustancia que el analito. Un patrón interno es una
sustancia distinta del analito.

19. Para usar un patrón interno, se prepara primero una mezcla conocida de patrón y analito,
para medir la respuesta relativa del detector a las dos especies. A continuación se añade una
cantidad conocida de patrón interno a una muestra que contiene una concentración
desconocida del analito. Se mide de nuevo la relación de señales y se calcula la
concentración del analito:
Área de la señal del analito  Área de la señal del patrón 
= F
 Concentración del patrón  
Concentración del analito  
Ejercicio 1.16.- Uso del patrón interno.
En una experiencia preliminar, una disolución que contiene un analito X de
concentración 0,0837 M y un patrón interno S de concentración 0,0666 M dio como
áreas de pico AX=423 y AS=347 respectivamente. Para analizar 10,0 mL de una muestra
desconocida se añadieron 10,0 mL de S 0,146 M y la mezcla se diluyó a 25,0 mL en un
matraz volumétrico. Las áreas de pico obtenidas en este caso fueron AX=553 y AS=582.
Hallar la concentración de X en la muestra desconocida. Solución: 0,146 M.
Saturado
1. De moléculas orgánicas: Que no contienen dobles enlaces ni triples enlaces carbono-
carbono. Se piensa que la saturación de las grasas determina su capacidad de bloquear el
sistema circulatorio de la sangre en el cuerpo.
2. De una solución: Una solución saturada es la que contiene un nivel de soluto tan grande
como es posible en el volumen de disolvente dado. Una solución sobresaturada contiene
más soluto del que puede ser disuelto en el disolvente, normalmente conseguido al bajar
la temperatura o por evaporación del disolvente. En este caso la adición de cristales de
soluto puede provocar su precipitado.
3. De pureza en color: saturación es la medida de la autenticidad de un color, es su pureza.
Representa la cantidad de gris de un color respecto a su tono. El 0 % equivale a gris y el
100 % será la saturación completa.
SOLUCIONES
Las soluciones se pueden clasificar de forma general en
Soluciones diluídas: aquellas que poseen menor cantidad de soluto que la que el solvente puede
disolver a una temperatura y presión dadas.
Soluciones concentradas: aquellas soluciones que poseen practicamente la totalidad de soluto
que el solvente puede disolver a una presion y temperatura dadas.
Pero también pueden clasificarse las soluciones de la siguiente forma:
Solución insaturada: son a quellas que se les puede añadir más soluto y éste será disuelto por el
solvente, a una presion y temperatura dada.

20. Solución saturada, son aquellas soluciones que poseen la máxima cantidad de soluto que el
solvente puede disolver, a esa temperatura y presion dadas. Si se le añadiese más soluto, este
precipitaría.
Solución sobresaturada, es aquella que posee más soluto del que el que el solvente puede
disolver a una presión y temperatura dadas; en este caso se obtiene este tipo de soluciones al
calentar una solución saturada y añadir más soluto, el calor aumenta la solubilidad evitando que el
soluto extra añadido precipite
Molaridad
En química, la concentración molar (también llamada molaridad) es una medida de la
concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie molecular, iónica, o
atómica que se encuentra en un volumen dado. Sin embargo, en termodinámica la
utilización de la concentración molar a menudo no es conveniente, porque el volumen de la
mayor parte de las soluciones depende en parte de la temperatura, debido a la dilatación
térmica. Este problema se resuelve normalmente introduciendo coeficientes o factores de
corrección de la temperatura, o utilizando medidas de concentración independiente de la
temperatura tales como la molalidad.1
La concentración molar o molaridad c (o M) se define como la cantidad de soluto por
unidad de volumen de disolución, o por unidad de volumen disponible de las especies:2
Aquí, n es la cantidad de soluto en moles,1 N es el número de moléculas presentes en el
volumen V (en litros), la relación N/V es la densidad numérica C, y NA es el número de
Avogadro, aproximadamente 6,022 . 1023 mol−1.O más sencillamente: 1 molar = 1 M = 1
mol/litro.
Unidades [editar]
Las unidades SI para la concentración molar son mol/m3. Sin embargo, la mayor parte de la
literatura química utiliza tradicionalmente el mol/dm3, o mol . dm-3, que es lo mismo que
mol/L. Esta unidad tradicional se expresa a menudo por la M (mayúscula) (pronunciada
molar), precedida a veces por un prefijo SI, como en:
mol/m3 = 10-3 mol/dm3 = 10-3 mol/L = 10-3 M = 1 mM .
Los términos "milimolar" y "micromolar" se refieren a mM y μM (10-3 mol/L y 10-6 mol/L),
respectivamente.
Nombre Abbreviatura Concentración

21. Milimolar mM 10-3 molar
Micromolar μM 10-6 molar
Nanomolar nM 10-9 molar
Picomolar pM 10-12 molar
Femtomolar fM 10-15 molar
Attomolar aM 10-18 molar
Zeptomolar zM 10-21 molar
10-24 molar
Yoctomolar yM3
(1 molécula por 1.6 litros)
Ejemplos [editar]
La mayor parte de las proteinas están presentes en las bacterias como E. coli en unas 60
copias o menos. El volumen de una bacteria es 10- 15 L, lo que nos da una concentración c =
N/(NA . V)}} = 10- 7 M = 100 nM. (Aquí, nM es "nanomolar", es decir, 10- 9 moles por litro).
Consideremos la preparación de 100 ml de una solución 2 M de NaCl en agua. Dado que la
masa molar del NaCl es 58 g/mol, la masa total necesaria es 2*(58 g)*(100 mL)/(1000 mL)
= 11,6 g, disueltos en ~80 ml de agua, y posteriormente añadiendo agua hasta que el
volumen alcanza 100 mL.
Por el contrario, consideremos 11,6 g de NaCl disueltos en 100 mL de agua. La densidad
del agua es de alrededor de 1 g/mL, lo que significa que la concentración final de [NaCl]]
podría ser (expresada en %) de (11,6 g)/(11,6 g + 100 g) = 10,4 %. La densidad de esta
disolución es 1,07 g/mL, y su volumen será (11,6 g + 100 g)/(1,07 g/mL) = 104,3 mL. La
concentración molar del NaCl en la solución será entonces de (11,6 g)/(58 g/mol)/(104,3
mL)*1000 = 1,92 M.
El agua tiene una masa de aproximadamente 1 kilogramo (1000 gramos) por litro bajo las
circunstancias normales, con una masa molecular de 18,0153. Así, la concentración de agua
en el agua pura es 55.5 molar. De la misma manera, la concentración de hidrógeno en
hidrógeno sólido es 88 gramos por litro / masa molecular 2,016 = 43.7 molar, y la
concentración de tetróxido de osmio en el tetróxido de osmio es 5.1 kilogramos por litro /
masa molecular 254,23 = 20,1 molar.

22. Partes por millón
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Partes por millón (ppm), es una unidad de medida que se refiere a los mg (miligramos)
que hay en un kg de disolución; como la densidad del agua es 1, 1 kg de solución tiene un
volumen de aproximadamente 1 litro, los ppm son también los mg de una sustancia en un
litro expresado de otra forma, mg/l (Siguiendo el mismo razonamiento, los ppm también
son los gramos que contiene cada metro cúbico, g/m³) Para calcular los ppm se divide el
peso en mg por el volumen en litros, por ejemplo, una disolución de 15 gramos (g) en 3
metros cúbicos de agua: 15 g x 1000 mg/g = 15000 mg; 3 m³ x 1000 l/m³ = 3000 l;
Concentración: 15000 / 3000 = 5 mg/l = 5 ppm.
La fracción molar es una unidad química para expresar la concentración de soluto en una
disolución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los moles de soluto con
respecto a los moles totales de disolución, que se calculan sumando los moles de soluto(s) y
de disolvente. Para calcular la fracción molar de una mezcla homogénea, se emplea la
siguiente expresión:
Donde ni es el número de moles del soluto, y nt el número total de moles en toda la
disolución (tanto de solutos como de disolvente).
Como el volumen de una disolución depende de la temperatura y de la presión; cuando
éstas cambian, el volumen cambia con ellas. Gracias a que la fracción molar no está en
función del volumen, es independiente de la temperatura y la presión.
Además cabe notar que en los gases ideales la variación del volumen será proporcional para
cada uno de los solutos, y por lo tanto también para la solución. De esta manera hay una
relación directa entre las fracciones molares y los volúmenes parciales.
Sumatoria de fracciones molares.
Por ejemplo, en una mezcla binaria de 6 moles de etanol y 4 moles de agua, lo que da un
total de 10 moles, la fracción molar del etanol es de 6/10 = 0,6; mientras que la fracción

23. molar del agua es 4/10 = 0,4. Todas las fracciones molares de una disolución serán siempre
menores que 1, y la suma de éstas dará como resultado 1.
Las moleculas organicas fundamentales son: proteinas, carbohidratos, lipidos y acidos nucleiclos
Los inorganicos: bicarbonato, Acido sulfurico, Acido clorihidrico, etc.
Espero te sirva,saludos !
Las MOLÉCULAS INORGÁNICAS son:
- El AGUA (H2O) es un alimento vital y está formado por 2 átomos de Hidrógeno y 1 átomo de
Oxígeno unidos mediante energía química o de activación. El agua es vital porque:
- Las SALES MINERALES son necesarias para la constitución de diferentes estructuras orgánicas y
para diversas funciones. La única SAL que ingerimos directamente es el Cloruro de Sodio (ClNa o
sal de cocina). Otras sales como el Potasio, Yodo, Hierro, Calcio, Fósforo y otras sales en pequeñas
cantidades se incorporan por estar contenidos en distintos alimentos.
- El CLORO (Cl) es necesario para la elaboración del Ácido Clorhídrico del tejido gástrico.
- El SODIO (Na) interviene en la regulación del balance hídrico provocando la retención de agua en
el organismo.
- El POTASIO (K) actúa en el balance hídrico favoreciendo la eliminación de agua del organismo.
- El YODO (I) es necesario para que la Glándula Tiroides elabore la secreción hormonal que regula
el metabolismo de los Glúcidos.
- El HIERRO (Fe) es imprescindible para la formación de la Hemoglobina de los glóbulos rojos.
- El CALCIO (Ca) y el FÓSFORO (P) son los que constituyen la parte inorgánica de los huesos.
Capítulo 3. Moléculas orgánicas
En los organismos se encuentran cuatro tipos diferentes de moléculas orgánicas en gran
cantidad: carbohidratos, lípidos, proteínas y nucleótidos. Todas estas moléculas contienen
carbono, hidrógeno y oxígeno. Además, las proteínas contienen nitrógeno y azufre, y los
nucleótidos, así como algunos lípidos, contienen nitrógeno y fósforo.
Se ha dicho que es suficiente reconocer cerca de 30 moléculas para tener un conocimiento
que permita trabajar con la bioquímica de las células. Dos de esas moléculas son los
azúcares glucosa y ribosa; otra, un lípido; otras veinte, los aminoácidos biológicamente
importantes; y cinco las bases nitrogenadas, moléculas que contienen nitrógeno y son
constituyentes claves de los nucleótidos.
En esencia, la química de los organismos vivos es la química de los compuestos que
contienen carbono o sea, los compuestos orgánicos.
El carbono es singularmente adecuado para este papel central, por el hecho de que es el
átomo más liviano capaz de formar múltiples enlaces covalentes. A raíz de esta capacidad,

24. el carbono puede combinarse con otros átomos de carbono y con átomos distintos para
formar una gran variedad de cadenas fuertes y estables y de compuestos con forma de
anillo. Las moléculas orgánicas derivan sus configuraciones tridimensionales
primordialmente de sus esqueletos de carbono. Sin embargo, muchas de sus propiedades
específicas dependen de grupos funcionales. Una característica general de todos los
compuestos orgánicos es que liberan energía cuando se oxidan. Entre los tipos principales
de moléculas orgánicas importantes en los sistemas vivos están los carbohidratos, los
lípidos, las proteínas y los nucleótidos.
Los carbohidratos son la fuente primaria de energía química para los sistemas vivos. Los
más simples son los monosacáridos ("azúcares simples"). Los monosacáridos pueden
combinarse para formar disacáridos ("dos azúcares") y polisacáridos (cadenas de muchos
monosacáridos).
Los lípidos son moléculas hidrofóbicas que, como los carbohidratos, almacenan energía y
son importantes componentes estructurales. Incluyen las grasas y los aceites, los
fosfolípidos, los glucolípidos, las ceras, y el colesterol y otros esteroides.
Las proteínas son moléculas muy grandes compuestas de cadenas largas de aminoácidos,
conocidas como cadenas polipeptídicas. A partir de sólo veinte aminoácidos diferentes
usados para hacer proteínas se puede sintetizar una inmensa variedad de diferentes tipos de
moléculas proteínicas, cada una de las cuales cumple una función altamente específica en
los sistemas vivos.
Los nucleótidos son moléculas complejas formadas por un grupo fosfato, un azúcar de
cinco carbonos y una base nitrogenada. Son los bloques estructurales de los ácidos
desoxirribonucleico (DNA) y ribonucleico (RNA), que transmiten y traducen la
información genética. Los nucleótidos también desempeñan papeles centrales en los
intercambios de energía que acompañan a las reacciones químicas dentro de los sistemas
vivos. El principal portador de energía en la mayoría de las reacciones químicas que
ocurren dentro de las células es un nucleótido que lleva tres fosfatos, el ATP.
Normalidad
La normalidad (N) es el número de equivalentes (eq-g) de soluto (sto) por litro
de disolución (Vsc).
El número de equivalentes se calcula dividiendo la masa total por la masa de un
equivalente: n = m / meq, o bien como el producto de la masa total y la cantidad de
equivalentes por mol, dividido por la masa molar: .

25. Normalidad ácido-base [editar]
Es la normalidad de una disolución cuando se la utiliza para una reacción como ácido o
como base. Por esto suelen titularse utilizando indicadores de pH.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
para un ácido, o para una base.
Donde:
• n es la cantidad de equivalentes.
• moles es la cantidad de moles.
• H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
• OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
para un ácido, o para una base.
Donde:
• N es la normalidad de la disolución.
• M es la molaridad de la disolución.
• H+ es la cantidad de protones cedidos por una molécula del ácido.
• OH– es la cantidad de hidroxilos cedidos por una molécula de la base.
Ejemplos:
• Una disolución 1 M de HCl cede 1 H+, por lo tanto, es una disolución 1 N.
• Una disolución 1 M de Ca (OH)2 cede 2 OH–, por lo tanto, es una disolución 2 N.
Normalidad red-ox [editar]
Es la normalidad de una solución cuando se la utiliza para una reacción como agente
oxidante o como agente reductor. Como un mismo compuesto puede actuar como oxidante
o como reductor, suele indicarse si se trata de la normalidad como oxidante (Nox) o como
reductor (Nrd). Por esto suelen titularse utilizando indicadores redox.
En este caso, los equivalentes pueden expresarse de la siguiente forma:
.
Donde:
• n es la cantidad de equivalentes.

26. • moles es la cantidad de moles.
• e– es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o
reducción.
Por esto, podemos decir lo siguiente:
.
Donde:
• N es la normalidad de la disolución.
• M es la molaridad de la disolución.
• e–: Es la cantidad de electrones intercambiados en la semirreacción de oxidación o
reducción.
Ejemplos:
• En el siguiente caso vemos que el anión nitrato en medio ácido (por ejemplo el ácido
nítrico) puede actuar como oxidante, y entonces una disolución 1 M es 3 Nox.
4 H+ + NO3– + 3 e– ↔ NO + 2 H2O
• En el siguiente caso vemos que el anión ioduro puede actuar como reductor, y entonces
una disolución 1 M es 1 Nrd.
2 I– - 2 e– ↔ I2
• En el siguiente caso vemos que el catión argéntico, puede actuar como oxidante, donde
una solución 1 M es 1 Nox.
1 Ag+ + 1 e– ↔ Ag0
Investigación de accidentes laborales
Enviado por victorbelmar
2. Porque investigar los accidentes
Cada vez que en un lugar ocurre un accidente, debemos tener presente que hay un problema
que dio origen a este hecho. Ese problema existe porque:
1.- Se desconoce la forma correcta de hacer las cosas.
2.- No se corrigen las deficiencias
3.- No se inspeccionan ni evalúan las condiciones de trabajo y se subestima el riesgo
4.- Alguien sin la autorización o sin experiencia decidió seguir adelante, a pesar de la
deficiencia
5.- Alguien con autoridad decidió que el costo para corregir la deficiencia, excedía del beneficio

27. derivado de la corrección.
6.- Alguien con autoridad no escuchó al trabajador cuando informó la deficiencia.
Investigación de accidentes
Es una técnica preventiva orientada a detectar y controlar las causas que originaron el
accidente, con el fin de evitar la repetición de uno igual o similar al ya ocurrido.
Consiste en evaluar objetivamente todos los hechos, opiniones, declaraciones o informaciones
relacionadas, como un plan de acción para solucionar el problema que dio origen a la
deficiencia.
Propósito de la investigación
El propósito fundamental de la investigación de accidentes es:
Descubrir las causas que provocaron el accidente para eliminarlas. Cuando se investiga un
accidente se debe llegar a establecer con la mayor precisión posible cuales fueron los actos y
condiciones sub estándares que permitieron que el accidente ocurriera.
Accidente
Acontecimiento no deseado que da por resultado perdidas por lesiones a las personas, daño a
los equipos, los materiales y/o el medio ambiente. Generalmente involucra un contacto con una
fuente de energía, cuya potencia supera la capacidad límite de resistencia del cuerpo humano o
de las estructuras.
Es to
6. Procedimiento para hacer una investigación
Debemos recordar que se trata de una investigación como cualquiera otra. por lo tanto,
tendremos que responder las mismas
preguntas que toda investigación trata de contestar. Pero, ¿Cuál es la mejor forma de hacer la
investigación?
Debemos responder las siguientes preguntas:
1.- ¿Quién es el accidentado?
2.- ¿Dónde ocurrió el accidente?
3.- ¿Cuándo ocurrió el accidente?
4.- ¿Cómo ocurrió el accidente?
5.- ¿Porqué ocurrió el accidente?
6.- ¿Quiénes fueron los testigos del accidente?
Tipo de accidente
El tipo de accidente es la forma en que se produce el contacto entre la persona y el objeto del
ambiente.
12. Clasificación de los tipos de accidentes
1.- accidentes en los que el material va hacia el hombre.
a. Golpeado por
b. Atrapado por

28. c. Contacto con
2.- Accidentes en los que el hombre va hacia el material.
a. Pegar contra
b. Contacto con
c. Aprisionado por
¿Qué es un accidente de trabajo?