Este documento trata sobre magnitudes y unidades de medición en ciencias médicas. Explica que las propiedades de la materia pueden medirse cuantitativamente y siempre deben especificarse las unidades. Usa principalmente las unidades del Sistema Internacional (SI), como el gramo para la masa y el litro para el volumen. También define conceptos como soluciones, concentración, molaridad y osmolaridad, y los factores que afectan la velocidad de disolución.

1. Magnitudes y
Unidades de medición
 Muchas propiedades de la materia son
cuantitativas, es decir que pueden medirse.
 Cuando medimos siempre se debe especificar
la unidad en que se mide.
 Las unidades que se emplean para mediciones
científicas son las del Sistema Internacional de
Pesas y Medidas (SIU o SI), versión ampliada
del sistema métrico decimal

2. Magnitudes masa
Unidades gramo
Símbolos masa: m
gramo: g

3. Unidades básicas del SI

4. Unidades SI derivadas de uso
común en medicina
-

5. Excepciones de uso en ciencias médicas

6. Prefijos utilizados en el SI.

7. Tabla de conversión de unidades
mol mmol mol nmol
l ml l nl
g mg g ng
1 1.000 1.000.000 1.000.000.000
1 103 106 109
10-3 1 103 106
10-6 10-3 1 103
10-9 10-6 10-3 1
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9. Magnitudes
Masa (m): medida de la cantidad de materia que hay en un cuerpo.
La unidad SI fundamental para la masa es el Kilogramo (Kg), la más
utilizada en química es el gramo (g).
1 Kg = 1000 g
Volumen (V): medida del espacio que ocupa un cuerpo en tres
dimensiones.
La unidad SI fundamental del volumen es el metro cúbico (m3).
En química es frecuente utilizar unidades más pequeñas como dm3 o
cm3, por eso es importante conocer las distintas equivalencias.
1 dm3 = 1000 cm3 = 1 L = 1000 ml
1 cm3 = 1 ml
Para medir volúmenes se utilizan distintos recipientes graduados:
probetas, jeringas, buretas, pipetas, matraces, etc.

10. Soluciones o Disoluciones
 Mezclas homogéneas
 Están formadas por dos o más
sustancias: el soluto y el disolvente.
 SOLUTO: es la sustancia disuelta en
una solución; por lo general
presente en menor cantidad que el
disolvente.
 SOLVENTE o DISOLVENTE: es la
sustancia que va a disolver el
soluto; por lo general presente en
mayor cantidad que el soluto.
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11. Soluto
 Es la sustancia que se disuelve o solubiliza
y que se encuentra en menor proporción, ya
sea en peso o volumen.
 En una solución pueden haber varios
solutos.
 A la naturaleza del soluto se deben el color,
el olor, el sabor y la conductividad eléctrica
de las disoluciones.
 El soluto da el nombre a la solución.
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12. Solvente o disolvente
 Es la sustancia que disuelve al soluto y
generalmente se encuentra en mayor
proporción.
 Existen solventes polares y no polares.
 Por lo general en las soluciones líquidas
que contienen agua, ésta es considerada
como solvente independientemente de
la proporción en que se la encuentre.
 El solvente da el aspecto físico de la
solución.
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13. Tipos de solutos
El soluto puede ser una sustancia
molecular o iónica.
Ejemplos:
sustancia molecular: glucosa (C6H12O6)
sustancia iónica: cloruro de sodio (NaCl)

14. Clasificación de las soluciones
según el soluto
Soluciones electrolíticas: el soluto se
ioniza en agua cuando se disuelve.
Ejemplo: NaCl en agua
Soluciones no electrolíticas: el soluto
se disuelve sin formar iones.
Ejemplo: glucosa en agua

15. Clasificación de las soluciones
según el solvente
Tipos de
soluciones
Solución Solución
líquida gaseosa
(salmuera) (atmósfera)
Solución
sólida
(bronce)
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16. Clasificación de las soluciones
según su concentración
 Diluida: la cantidad de soluto disuelto es pequeña
en comparación con la cantidad que se puede
disolver.
 Concentrada: la cantidad de soluto disuelto se
acerca a la cantidad máxima que se puede disolver.
 Saturada: contiene la máxima de soluto que en
esas condiciones se puede disolver en esa cantidad
de disolvente
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17. Solubilidad
 La solubilidad es una medida de la capacidad de una
determinada sustancia para disolverse en otra.
 Depende del carácter polar o apolar de la sustancia.
 Los compuestos iónicos (NaCl) y los polares (Azúcar),
son solubles en los solventes polares (H2O).
 Los compuestos no polares (Aceites y Mantecas) son
solubles en solventes no polares (Gasolina)(CCl4)
“Lo semejante disuelve lo semejante”
 depende de la naturaleza del disolvente y del soluto,
así como de la temperatura y la presión del sistema
 Ejemplos:
 NaCl: 35,9g en 100 ml de agua (casi no varía con la T°)
 Azúcar: 203,9g en 100 ml de agua (a 20°C)
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18. Factores que afectan la
velocidad de disolución
 Tamaño de la partícula: a menor tamaño de
partícula del soluto mayor velocidad de
disolución.
 Velocidad de agitación: la velocidad de
disolución del soluto aumenta por la agitación.
 Temperatura: a mayor temperatura mayor
velocidad de disolución (no siempre).
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19. ¿Qué es la concentración de una
solución?
 Concentración: es la relación entre la
cantidad de soluto disuelto y la
cantidad de disolvente o de solución.
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20. ¿Cómo expresamos la
concentración de una solución?
 Porcentaje masa en volumen
(%m/v o %p/v)
 Molaridad (M)
 Osmolaridad (Osm)
 Normalidad (N)

21. Unidades de concentración
Porcentaje masa en volumen (%m/v o %p/v)
 g% = g soluto/100ml solución
 mg% = mg soluto/100ml solución
Ejemplos:
Glucemia: 89 mg% = 89 mg/dl (ayuno >8hs) (65-100 mg%)
Uremia: 28 mg% = 28 mg/dl (10-50 mg/dl)
Proteinemia: 6,7 g% = 6,7 g/dl (6,4-8,3 g/dl)
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22. %m/v - Ejercicios
 ¿Cúantos gramos de colesterol se encuentran en 1 litro de
suero si su concentración es de 150 mg% m/v?
 ¿Qué volumen de solución fisiológica (NaCl 0,9% m/v) podré
preparar si sólo dispongo de 20 gramos de sal?
 ¿Si se mide 0,05 g% de Urea en sangre, se encuentra
dentro del valor normal?
 El valor normal de triglicéridos en suero es 14-170 mg%.
Si a un paciente se le encuentra un valor de 1,5 x 106 μg%,
¿debería llamarle la atención al doctor?
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23. Molaridad
M = nº de moles de soluto disueltos en un litro de
solución
M = moles st/litro de solución
¿Qué es un mol?
Medida de cantidad de partículas elementales de materia
(átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etc).
1 mol = 6,02x1023 unidades (Número de Avogadro)
602.000.000.000.000.000.000.000 (nº de Avogadro)
7.000.000.000 (población mundial)
45.000.000 (población argentina)
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24. Molaridad – Recordar que:
Masa molar: la masa de un mol es la masa
molecular expresada en gramos.
Ejemplo: MrH2O = Ar(H).2 + Ar(O).1
MrH2O = 1.2 + 16.1= 18uma
Masa molar = 1 mol de H20 = 18 g/mol
1 mol de Glucosa (C6H12O6)= 180 g
1 mol de Urea CO(NH2)2= 60 g
1 mmol de Urea = 60 mg
1 nmol de Urea = 60 ng
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25. Molaridad- Ejercicio
¿Cuál será la molaridad de una muestra de
sangre que presenta 90 mg% de glucosa?
MrC H O : 180g/mol
6 12 6
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26. Osmolaridad
Osm = número de osmoles/1L de solución
Osm = M x i
N° de osmoles/L = n° de moles/L x i
i = n° de partículas en las que se disocia el soluto en H2O
Glucosa Glucosa
NaCl Na+ Cl- (i=2)
CaCl2 Ca+2 2Cl- (i=3)
Relacionando 1M CaCl2 = 3 Osm
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27. Normalidad (N)
N (Eq) = n° de equivalentes de soluto/litro de solución
N=Mxn
N° equivalentes/L = n° de moles/L x n
n = n° de cargas positivas o negativas en que se disocia el soluto
HCl H+ + Cl- (n=1)
H2SO4 2H+ + SO4-2 (n=2)
Lo más común es encontrar las expresiones de equivalentes en
mEq/L
Na+ (suero) = 135-145 mEq/L
K+ (suero) = 3,5-4,5 mEq/L
Ácidos grasos libres (plasma) = 200-800 μEq/L
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28. Normalidad- Ejercicios
¿Cuál será la Normalidad de 5 gramos de AlF3 en
250 ml de solución? ArAl:27; ArF:19
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