Difusiones seriadas

1. Soluciones y Diluciones
Química Clínica
MsC. Claudia Gatica de Sandoval

2. Mezclas
• Una mezcla está formada por la unión de sustancias en cantidades
variables y que no se encuentran químicamente combinadas.
• Por lo tanto, una mezcla no tiene un conjunto de propiedades únicas,
sino que cada una de las sustancias constituyentes aporta al todo con
sus propiedades específicas

3. Características de las Mezclas
• Las mezclas están compuestas
por una sustancia, que es el
medio, en el que se encuentran
una o más sustancias en menor
proporción.
• Se llama fase dispersante al
medio y fase dispersa a las
sustancias que están en él

4. Clasificación de las mezclas
• De acuerdo al tamaño de
las partículas de la fase
dispersa, las mezclas
pueden ser homogéneas
o heterogéneas.

5. Mezclas homogéneas
• Las mezclas homogéneas
son aquellas cuyos
componentes no son
identificables a simple vista.
• Es decir, se aprecia una sola
fase física (monofásicas).
Ejemplo: aire, agua potable.

6. Mezclas heterogéneas
• Las mezclas heterogéneas son aquellas
cuyos componentes se pueden
distinguir a simple vista, apreciándose
más de una fase física. Ejemplo: Agua
con piedra, agua con aceite.
• Las mezclas heterogéneas se pueden
agrupar en: Emulsiones, suspensiones y
coloides.

7. Mezclas heterogéneas
• Emulsiones: Conformada
por 2 fases líquidas
inmiscibles.
• Ejemplo: agua y aceite,
leche, mayonesa

8. • Suspensiones: Conformada
por una fase sólida insoluble
en la fase dispersante
líquida, por lo cual tiene un
aspecto opaco.
• Ejemplo: Arcilla, tinta china
(negro de humo y agua),
pinturas al agua, cemento

9. • Coloides o soles: Es un
sistema heterogéneo en
donde el sistema disperso
puede ser observado a
través de un
ultramicroscopio

10. Soluciones Químicas
• Son mezclas homogéneas
(una fase) que contienen
dos o más tipos de
sustancias denominadas
soluto y solvente; que se
mezclan en proporciones
variables; sin cambio alguno
en su composición, es decir
no existe reacción química.

11. Soluto
• Es la sustancia que se disuelve,
dispersa o solubiliza y siempre se
encuentra en menor proporción, ya
sea en peso o volumen.
• En una solución puede 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

12. Solvente o disolvente
• Es la sustancia que disuelve o
dispersa al soluto y generalmente se
encuentra en mayor proporción.
• Existen solventes polares (agua,
alcohol etílico y amoníaco) y no
polares (benceno, éter, tetracloruro
de carbono).
• En las soluciones líquidas se toma
como solvente universal al agua
debido a su alta polaridad.
• El solvente da el aspecto físico de la
solución

13. TIPOS DE SOLUCIONES
DE ACUERDO AL NÚMERO DE COMPONENTES QUE LAS
INTEGRAN:
Binarias
Terciarias
Cuaternarias...

15. SOLUCIONES EMPÍRICAS:
• Las soluciones empíricas son aquellas en las que no hay
una medida en la concentración, solamente una
referencia en cuanto a la proporción de soluto disuelto
en cierto solvente.
• Dentro de las soluciones empíricas tenemos:
• Las soluciones Diluidas.- que son aquellas donde hay
muy poco soluto disuelto en una gran cantidad de
solvente, es decir la relación de soluto a solvente es
pequeña.
• Las soluciones Concentradas.- Son aquellas donde hay
más cantidad de soluto que en las diluidas (pero no hay
una cantidad específica), la relación de soluto a solvente
es grande y se dice que la solución está concentrada.

16. SOLUCIONES EMPÍRICAS
• Soluciones Saturadas. son aquellas
en donde la sustancia disuelta está en
equilibrio con el solvente, ya no es
posible disolver más soluto a
determinada temperatura.
• Soluciones Sobresaturadas. Son las
soluciones en donde se agrega más
soluto después de la saturación, es
decir contiene más soluto del que
puede estar en equilibrio a
determinada temperatura

17. CONCENTRACIÓN DE UNA
SOLUCIÓN
• La relación entre la cantidad de sustancia
disuelta (soluto) y la cantidad de
disolvente se conoce como
concentración.
• Esta relación se expresa
cuantitativamente en forma de unidades
físicas y unidades químicas, debiendo
considerarse la densidad y el peso
molecular del soluto.

18. Concentración en
Unidades Físicas
• Porcentaje masa en masa
• (% m/m o % p/p):
• Indica la masa de soluto en gramos,
presente en 100 gramos de solución.
• Xg soluto → 100g solución

19. Ejemplo
• Una solución de azúcar en agua contiene
20g de azúcar en 70g de solvente.
• Expresar la solución en % p/p.
• soluto + solvente → solución
• % m/m= 20 gr x 100 = 28.57
• 70 gr

20. Porcentaje masa en volumen
(% m/v o % p/v)
• Indica la masa de soluto en gramos disuelto en
100 mL de solución.
• Ejemplo
• Una solución salina contiene 30g de NaCl en 80
mL de solución. Calcular su concentración en %
p/v.
• 30g NaCl → 80 mL solución
• Xg NaCl → 100mL solución
• X = 30 * 100 = 37,5 %p/v
80

21. Porcentaje en volumen (% v/v)
• Indica el volumen de soluto, en mL, presente en 100 mL de
solución.
• X mL soluto → 100mL solución
• Ejemplo
• Calcular la concentración en volumen de una solución
alcohólica, que contiene 15 mL de alcohol disueltos en 65
mL de solución.
• 15 mL alcohol → 65 mL solución
• X mL alcohol → 100mL solución
• X = 15 * 100 = 23 %v/v
• 65

22. Concentración común
(g/L)
• Indica la masa de soluto en gramos, presente en un litro de solución (recordar
que 1 L = 1000 mL, por lo que es lo mismo decir mg/mL).
• Xg soluto → 1 L o 1000 mL solución
• Ejemplo
• Una solución de KCl contiene 10g de sal en 80 mL de solución. Calcular su
concentración en gramos por litro.
• 10g KCl → 80 mL solución
• Xg KCl → 1000 mL solución
• X = 10 * 1000 = 125 g/L
• 80

23. Partes por
millón (ppm)
• Se define como los miligramos de
soluto disueltos en 1000 mL o 1
litro de solución.
• Nota 1g = 1000 mg
• X mg soluto → 1000 mL solución

24. Ejemplo
• Calcular la concentración en ppm de una solución
que contiene 0,85g de NaCl disueltos en 670 mL
de solución.
• En primer lugar, se debe transformar los gramos
a miligramos, según la relación de arriba.
• 1 g → 1000 mg
• 0,85 g → X mg
• X = 850 mg
• Teniendo los miligramos calculados, es posible
realizar la regla de tres:
• 670 mL solución → 850 mg NACl
• 1000 mL solución → X mg NaCl
• X = 1268,65 ppm

25. Ejercicios
• Calcula el % m/m de una solución que tiene
6 gramos de soluto en 80 gramos de
disolución.
• Calcula la masa de soluto que tendría una
disolución de 220 g. que es 4% m/m.
• Cuantos g. de soluto y solvente tendrán 320
g. de solución cuya concentración es 5 %
m/m

26. 1) Calcula el % m/m de una solución que tiene
15 gramos de soluto en 120 gramos de
solución.
2) Calcula el % m/m de una solución que tiene
35 g. de soluto y 150 g. de solvente.
3) Calcula la masa de soluto que tendría una
solución de 146 g. y una concentración de 6%
m/m.
4) Cuántos g. de soluto tienen 450 g. de solución
cuya concentración es 7.5 % m/m
5) El aire es una mezcla homogénea de varios
gases el cual uno de ellos es el monóxido de
carbono. Calcula el % v/v de 50 mL de
monóxido de carbono disuelto en 3000 mL de
aire.
6) El vinagre es una disolución de ácido acético
en agua. Si cierto vinagre tiene una
concentración de 1.5 %v/v.
1) a) ¿Cuánto ácido acético hay en 1050
mL de vinagre?
2) b) ¿a cuántos litros corresponde 1050
mL?

27. CONCENTRACIÓN EN
UNIDADES QUÍMICAS
• Molaridad (M): Indica el número
de moles de soluto disuelto hasta
formar un litro de solución.
• X moL → 1L o 1000 mL solución
• M = mol de soluto
• V (L) solución

28. Ejemplo
• Calcular la concentración molar de una
solución disolviendo 7,2 moles de HCl
en 7 litros de solución.
• 7,2 moL → 7 L
• X moL → 1L
• X= 1,02 moL
• M = 7,2 moles KCl
7 L
• M = 1,02 moL/L

29. Molaridad en función del porcentaje masa en
masa:
•Esto quiere decir que algunas veces podremos calcular
la molaridad sólo conociendo el porcentaje masa en
masa de la solución, mediante la siguiente relación:
•M = % m/m x densidad solución (δ) x 10
Masa molar soluto

30. Ejemplo
• Calcular la molaridad del NaOH
sabiendo que la densidad de la
solución es 0,9 g/mL y el
porcentaje en masa del NaOH en
la solución es 20 % m/m. La masa
molar del NaOH es 40 g/moL.
• M = 20 x 0,9 x 10
40
• M = 4,5 moL/L

31. Diluciones
• Definición:
• Es la disminución de la concentración de una sustancia
química.
• Expresiones de concentración.
• Expresan la cantidad de una sustancia en un volumen final
total, en términos de proporción.
• Objetivo:
• Se hace agregando más diluyente a la misma cantidad de
soluto con el fin de preparar una concentración cuantificable
con los métodos disponibles en el laboratorio.
• Se pueden expresar como fracciones.

32. Ejemplos
• Una dilución 1:5 contiene:
• 1 volumen de soluto
• 4 volúmenes de diluyente o solvente
• Para un total de 5 volúmenes de
solución
• Una solución de nitrógeno con
concentración 100 mg/mL se diluye 1:10
• Concentración final: 100mg/mL X
1/10 = 10 mg/mL

33. Preparación de diluciones
• Consiste en añadir mayor cantidad
de solvente a una porción de una
solución concentrada de modo
que su concentración final sea
menor.
• Se debe conocer previamente la
cantidad de soluto requerida y el
volumen de la solución
concentrada que contendrá esta
cantidad.

34. Relación de
dilución:
• Si el volumen y la concentración se
encuentran expresados en la misma
unidad de medida, puede utilizarse:

35. Fórmula • Más usada:
• V1 x C1 = V2 x C2
• Factor de Dilución:
• Factor Dilución = Vol. Soluto + Vol.
Diluyente / Vol. soluto
• Ejemplos
• Preparar 500 ml NaCl 0.5 M (Peso
molecular: 58.5 g/mol)
• Preparar 250 ml HCl 0.1 M a partir de una
solución concentrada de HCl 1 M
• Determinar el factor de dilución de una
solución preparada agregando 200 ml de
NaCl a 1200 ml de agua

36. Ejercicio:
• Si diluyó 5 mL de solución
4 M hasta un volumen
final de 250 mL ¿Cuál es la
molaridad de dilución
resultante?
• Consideremos la solución
concentrada como los
datos 1 y la solución
diluida como los datos 2:

37. Procedimiento:
• Paso 1: tomar una porción
del volumen de solución
concentrada requerido
• Paso 2: trasvasijar esta
porción a un matraz de
aforo.
• Paso 3: aforar con solvente
hasta el volumen final
necesario

39. Lectura de
menisco
• El menisco corresponde a la curvatura
que forma la superficie de los líquidos.
Esto se observa mejor cuando están
contenidos en recipientes pequeños
tales como probetas, pipetas, vasos,
matraces de aforos, etc.
• En líquidos incoloros la parte inferior
de la curvatura debe ser tangente a la
línea de graduación (línea de aforo)
del instrumento.

40. Posición del
observador:
• Para evitar cometer
errores en la medición
del volumen de una
solución líquida, el
observador debe
situarse en línea
paralela a la
graduación donde se
encuentre el menisco.

41. Diluciones seriadas
• Definición:
• Reducción progresiva de la concentración de una solución.
• Por lo general el factor de dilución en cada paso es constante, dando como resultado
una progresión geométrica de la concentración.
• Utilidad:
• Crear soluciones muy diluidas con precisión
• Estudiar curvas de concentración

42. Ejemplos
• Tubo 1:
• Dilución 1:5 (0.2 ml suero + 0.8 ml de solución salina)
• Tubo 2:
• 0.5 ml solución salina + 0.5 ml Tubo 1 Dilución: 1:10
• Tubo 3:
• 0.5 ml solución salina + 0.5 ml Tubo 2 Dilución: 1:20
• Tubo 4:
• 0.5 ml solución salina + 0.5 ml Tubo 3 Dilución: 1:40
• Tubo 5:
• 0.5 ml solución salina + 0.5 ml Tubo 4 Dilución: 1:80
• Tubo 6:
• 0.5 ml solución salina + 0.5 ml Tubo 5 Dilución: 1:160
• Tubo 7:
• 0.5 ml solución salina + 0.5 ml Tubo 6 Dilución: 1:320
• Tubo 8:
• 0.5 ml solución salina + 0.5 ml Tubo 7 Dilución: 1:640

43. Ejemplos

44. Ejercicios
• ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 0,7 moles de NaCl en
900ml de solución?
• ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 64 gramos de metanol
en 500ml de solución? la masa molecular del metanol es 32gr/mol.
• Calcular la molaridad de una solución acuosa que contiene 60g de ácido nítrico
(HNO3), si el peso molecular de esta sustancia es 63 g/mol, y se han usado 6 litros
de agua.
• Calcular la molaridad de una solución acuosa que contiene 100g de sulfato de
calcio (CaSO4), si el peso molecular de esta sustancia es 136 g/mol, y se han
usado 12 litros de agua.

45. • Calcular la molaridad de una solución acuosa que contiene 35g de cloruro
de sodio (NaCl), si el peso molecular de esta sustancia es 58 g/mol, y se
han usado 2 litros de agua.
• Datos:
• g = 35g de cloruro de sodio (NaCl)
• PM = 58 g/mol
• V = 2 litros de agua
• Cálculos:
• n = g / PM = 35g / (58 g/mol) = 0.6034 mol
• Molaridad:
• M = n / V = 0.6034 mol / 2 litros = 0.3017 mol/litro