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• Jose Jorge Rodriguez Mazziri

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FUNDACIÓN UNIVERSITARIA SANITAS-UNISANITAS Laboratorio Clínico SOLUCIONES, MEZCLAS Y DILUCIONES OBJETIVOS: - Reforzar el aprendizaje de los conceptos y técnicas de laboratorio involucradas en las operaciones de preparación y valoración de soluciones. - Comprender y aplicar conceptos de Molaridad, Normalidad, Porcentaje Peso a Peso, Porcentaje Peso a Volumen y Partes por Millón, a la preparación y mezcla de soluciones. - Mejorar la habilidad y destreza en las operaciones básicas de laboratorio, en la preparación de soluciones y en los procedimientos de análisis volumétrico. - Desarrollar en el estudiante su capacidad crítica para observar, analizar y extraer conclusiones a partir de datos experimentales. - Aprender a preparar soluciones a partir de diluciones y mezclas de soluciones y a adecuar su concentración a un valor predeterminado. CONTENIDO: Una solución es una mezcla homogénea cuyos componentes, llamados soluto y solvente, no pueden ser separados por métodos mecánicos simples (filtración, decantación y centrifugación). Las soluciones verdaderas constan de un solvente y uno o varios solutos cuyas proporciones varían de una solución a otra. Por definición el solvente es la especie que se encuentra en mayor proporción y el soluto es la especie en menor proporción. En las soluciones pueden darse diferentes combinaciones en las que sólidos, líquidos o gases actúen como solutos o como solventes. La clase más común es aquella en la que el solvente es un líquido; por ejemplo, el agua de mar es una solución acuosa de muchas sales y algunos gases.

Una sustancia puede disolverse en el solvente mediante una reacción o sin ella. El calcio metálico se disuelve en ácido clorhídrico con desprendimiento de hidrógeno. Hay un cambio químico que origina hidrógeno y cloruro de calcio iónico, soluble:

Por el contrario, el cloruro de sodio sólido, NaCl, se disuelve en agua sin que se observe reacción química:

Si la primera solución se evapora hasta sequedad, se obtiene cloruro de calcio sólido, CaCl2, en lugar de calcio metálico, lo que, junto con la producción de hidrógeno, constituyen las pruebas de una reacción con el solvente. En cambio, si se evapora la solución de cloruro de sodio, se obtiene el NaCl original. La facilidad del proceso de solución depende de dos factores: 1) Del cambio del contenido energético (exotermicidad o endotermicidad). 2) Del cambio en el desorden (entropía) que acompaña al proceso. La espontaneidad de un proceso está favorecida por una disminución en la energía del sistema, lo que corresponde a los procesos exotérmicos, y por un aumento del desorden del sistema. Muchos sólidos se disuelven en líquidos mediante procesos endotérmicos. La razón es que la endotermicidad es superada por el gran aumento del desorden que acompaña a la solución del soluto. Las partículas de soluto están muy ordenadas en un retículo cristalino, pero se mueven al azar en una disolución líquida. Casi todos los procesos de solución se producen con un aumento del desorden del soluto. Las Interacciones a considerar en el proceso de solución son: 1. Interacciones soluto-soluto. 2. Interacciones solvente-solvente. 3. Interacciones solvente-soluto. El proceso de solución es más favorable cuando los dos primeros factores son relativamente pequeños y el tercero grande. A una temperatura dada, la velocidad de disolución aumenta si se han pulverizado los cristales como consecuencia del aumento del área expuesta del soluto con el solvente. La pulverización también aumenta el número de vértices y aristas, con ello los iones estarán menos fuertemente unidos. Cuando se introduce en agua un sólido iónico, algunos de sus iones se solvatan y se disuelven. La velocidad de este proceso disminuye con el tiempo porque la superficie de cada cristal se va haciendo cada vez más pequeña. Al mismo tiempo, aumentan los iones en disolución y las colisiones entre los iones disueltos y el sólido. Dichas colisiones provocan la recristalización o precipitación. Después de cierto tiempo, las velocidades de los dos procesos opuestos se igualan y se dice entonces que el sólido y los iones disueltos están en equilibrio.

Una vez establecido el equilibrio, no se disuelve más sólido sin que se produzca la cristalización del mismo peso de los iones disueltos. A dicha disolución se la denomina saturada. La saturación se produce a bajas concentraciones para aquellas sustancias disueltas en solventes en las que son poco solubles y a concentraciones elevadas cuando la sustancia es muy soluble. La solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura. Por ello a veces pueden prepararse soluciones sobresaturadas, que contienen mayor concentración de soluto que la necesaria para alcanzar la saturación.

Por convención un proceso exotérmico es aquel donde se libera calor al medio ambiente y un proceso endotérmico es aquel que absorbe calor desde el medio.

La disolución de la mayor parte de los sólidos es un proceso endotérmico, sus solubilidades en agua aumentan cuando se suministra calor y aumenta la temperatura, por ejemplo, la disolución de KCl es endotérmica: Hay pocos sólidos pero la mayor parte de los líquidos y los gases que se disuelven exotérmicamente, sus solubilidades disminuyen al aumentar la temperatura. El principal factor que refuerza la exotermicidad de la disolución de líquidos y gases es que las interacciones soluto-soluto son mucho más pequeñas que en los sólidos y no debe superarse una energía del retículo cristalino. Los cambios de presión no afectan de modo apreciable a las solubilidades de sólidos y líquidos en los solventes líquidos. Sin embargo, las solubilidades de los gases en todos los disolventes aumentan cuando lo hace la presión parcial del gas. Este es el enunciado de la Ley de Henry, que corresponde al Principio de Le Chatelier. El agua gaseosa es una solución saturada de dióxido de carbono en agua bajo presión, cuando se abre una botella de bebida gaseosa, la presión sobre la superficie de la bebida se reduce a la presión atmosférica, y muchas burbujas de CO2 abandonan la solución. Si se deja abierta la botella, la bebida acaba “sin gas” con mayor rapidez que si estuviese herméticamente cerrada, ya que el CO2 escapa de la botella abierta. Este proceso, es el inverso de la disolución de CO2 en agua (proceso exotérmico) por lo que el escape de CO2 desde el líquido debe ser un proceso endotérmico, esto es que absorbe calor desde el medio ambiente. Esto es lo que provoca la sensación “refrescante” de las bebidas gaseosas. Concentración de las Soluciones: La cantidad de un soluto disuelto en una cantidad específica de solvente es su concentración. Cuando una solución contiene una elevada concentración de soluto se dice que es una solución concentrada; cuando contiene una cantidad relativamente pequeña, se habla de solución diluida. La concentración puede expresarse en muchas formas, las cuales se pueden clasificar en:

Porcentaje (%): La concentración de las disoluciones se expresa en términos de tanto por ciento en masa de soluto, o sea, el peso de soluto por 100 unidades de masa de solución. La unidad empleada con mayor frecuencia es el gramo.

a) Tanto por Ciento Peso/Peso (%P/P):

b) Tanto por Ciento Peso/Volumen (%P/V):

c) Tanto por Ciento Volumen/Volumen (%V/V):

Partes por Millón (ppm): Es una unidad de concentración empleada para soluciones muy diluidas. Una solución cuya concentración es 1 ppm contiene 1 gramo de soluto por cada millón (106) de gramos de solución, o en forma equivalente, 1 mg de soluto por kilogramo de solución. Debido a que estas soluciones acuosas diluidas tienen densidades de 1 g/ml = 1 kg/L, 1 ppm corresponde también a 1 mg de soluto por litro de solución.

Partes por Billón (ppb): Para soluciones aún más diluidas, se utilizan partes por billón (ppb). Una concentración de 1 ppb, representa 1 gramo de soluto por un billón de gramos (109) de solución.

Molaridad (M): La molaridad (M) es una manera corriente de expresar la concentración de las soluciones. Se define como el número de moles de soluto por litro de solución. La molaridad se presenta como:

Para preparar 1litro de una solución 1 molar (1M) debe llevarse 1 mol de soluto a un matraz aforado de 1litro, añadir agua para disolver el soluto y después más agua hasta que el volumen total sea 1litro. A veces es preferible expresar el volumen de la solución en mililitros y no en litros; la cantidad de soluto en milimoles (mmoles) y no en moles. Como 1ml es 1/1000 litros y 1mmol es 1/1000 moles, la molaridad puede expresarse también como número de mmoles de soluto por ml de solución, es decir:

Molalidad (m): La molalidad (m) de un soluto en solución es el número de moles de soluto por kilogramo de solvente (no solución).

La diferencia entre molalidad y molaridad, debido a que estas dos formas de expresar la concentración son muy similares, fácilmente se pueden confundir. Molalidad (m) está definida en términos de la masa del solvente, en cambio la molaridad (M) está definida en términos del volumen de la solución. La molalidad de una solución dada no varía con la temperatura, porque las masas no varían con la temperatura. Sin embrago, la molaridad cambia con la temperatura a causa de la expansión o contracción de la solución. Normalidad (N): La normalidad (N), se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución. En forma simbólica corresponde a:

Un equivalente se define según el tipo de reacción que se lleva a cabo. Para las reacciones ácido-base, el equivalente de un ácido es la cantidad que suministra 1 mol de H+; un equivalente de una base es la cantidad que reacciona con 1 mol de H+. En una reacción oxidación-reducción, un equivalente es la cantidad de sustancia que gana o pierde 1 mol de electrones. Un equivalente se define siempre de tal forma que 1 equivalente del reactivo A reaccionará con 1 equivalente del reactivo B. Por ejemplo, en las reacciones de ácido-base, 1 mol H+(1 equivalente de ácido) reacciona con 1 mol de -OH(1 equivalente de base). Del mismo modo en las reacciones de oxidación-reducción, por cada mol de electrones perdidos por una sustancia (1 equivalente), 1 mol debe ganarse por otra sustancia (1 equivalente). Cuando el H2SO4 reacciona como un ácido para formar SO4=, pierde dos iones H+. Así, 1 mol de H2SO4 (98,0g) son 2 equivalentes. Si 1 mol de H2SO4 se disuelve en agua suficiente para formar 1litro de solución su concentración se puede expresar tanto como 1M o como 2 N.

El número de equivalentes de un ácido o base se calcula por la razón: donde PE es la cantidad en gramos/eq del ácido o base que proporciona 1 mol de H+ u -OH respectivamente.

En la práctica la normalidad es un número entero de veces la molaridad puesto que solo están relacionadas por el número de H+ u -OH. (en reacciones ácido-base).

En el caso de reacciones Redox el PE es el resultado de la razón: donde Nº e- es el cambio del estado de oxidación del elemento que se reduce u oxida:

La definición de equivalente/gramo hace parte de los conocimientos de química general. Como la concentración de electrolitos en la sangre es muy baja, se requiere utilizar un submúltiplo; estos son los meq , que no son otra cosa que el peso molecular del ión expresado en miligramos y dividido por el número de cargas eléctricas que posea.

Fracción Molar: La fracción molar de un componente en una solución está dada por el número de moles de dicho componente dividido por el número total de moles de todos los componentes de la solución (soluto más solvente). Comúnmente se utiliza el signo X para la fracción molar, con un subíndice que indica el componente sobre el cual se está enfocando la atención. Por ejemplo, la fracción molar del ácido clorhídrico, HCl en una solución se puede representar como XHCl. La suma de las fracciones molares de todos los componentes de una solución debe ser igual a uno.

Propiedades Coligativas de las Soluciones: En las soluciones, las propiedades físicas que dependen del número y no del tipo de partículas de soluto se denominan propiedades Coligativas. El tratamiento matemático de estas propiedades suele efectuarse con facilidad si se expresan las concentraciones en unidades de molalidad. Las cuatro propiedades coligativas más importantes son: La disminución de la presión de vapor de un disolvente, el aumento de su punto de ebullición, el descenso de su punto de congelación y su presión osmótica. Diluciones: Es muy frecuente encontrarse frente a soluciones que han sido preparadas con una concentración que es demasiado elevada para un determinado propósito. Si, por ejemplo, se dispone de una solución de glucosa al 10% y se quiere tener una solución de glucosa al 5%, bastará colocar un cierto volumen de solución y agregar el mismo volumen de agua. Así por ejemplo: 5ml de glucosa al 10% + 5ml de agua = 10ml de glucosa al 5% Esto que se ha hecho es una dilución que se expresa: Dilución 1/2 ó 1:2. El numerador por convención siempre será 1 y la relación indicará la proporción del volumen de solución original que se ha puesto con respecto al total de solución que se ha preparado. En el ejemplo se tomaron 5ml de la solución de glucosa y se llevaron a un total de 10ml. Entonces: 5/10 = 1/2 ó 5/10 = 1:2. Bastará multiplicar la concentración Final (glucosa al 5%) por el denominador (2) para obtener la concentración Inicial (10%). Del mismo modo si se conoce la concentración Inicial, bastará dividirla por el denominador para obtener la concentración Final. Es habitual encontrar, en la práctica médica y en los distintos libros, las más variadas formas de expresar una concentración y se hace necesario convertir unas en otras. Cualquiera sea la dirección en que se haga la transformación, lo único que se necesita es saber el peso atómico o molecular de la sustancia y, por supuesto, conocer las unidades y subunidades de peso y volumen. Por ejemplo si en un informe de laboratorio aparece que un paciente tiene una concentración de glucosa en plasma de 100mg/100ml, para expresarla en milimoles/litro se razonará: Que el peso molecular de la glucosa es: 180g/mol ó 180 mg/mmol Que 1mol de cualquier sustancia contiene 1000 milimoles. Que la unidad del informe del laboratorio está expresada por 100ml de volumen y se necesita expresarla por 1litro, esto es, 1000ml. Entonces, si la concentración de glucosa en plasma del paciente es de 100mg/100ml, esto equivale a 1000mg/L o 1g/L. De este modo: 180g/L Æ 1mol/L 1g/L Æ X = 0.0055mol/L = 5.5 mmol/L Concentración de los Principales Iones: Los laboratorios farmacéuticos indican siempre los gramos o miligramos que han usado para preparar un determinado producto. En el caso de las soluciones electrolíticas que se utilizan, principalmente para reemplazar las pérdidas de agua y de solutos debidas a diarreas, vómitos, intervenciones quirúrgicas, etc., es imprescindible saber la concentración de los principales iones en mEq/L ó mmol/L. Para realizar esta conversión se necesita saber la fórmula de la molécula y su peso molecular. Por ejemplo de la siguiente presentación calcule el aporte del KCl y del MgCl2:

Dextrosa NaCl Acetato Na [Na(C2H3O2)] Gluconato Na [Na(C6H11O7)] KCl MgCl2 Agua c.s.p

5g 26mg 222mg 502mg 37mg 14mg 100ml

El término c.s.p. significa ”cantidad suficiente para”, indicando que se ha agregado agua hasta completar un volumen de 100ml. En primer lugar hay que convertir en g/L la concentración de las sales que contengan los iones a averiguar, para luego llevarlas a mmol/L. KCl: 37mg/100ml = 0.37g/L 74.5 g/L KCl Æ 1000 mmol/L 0.37 g/L KCl Æ X = 4.96 mmol/L En 4.96mmol/L de KCl hay: 4.96 mmol/L de Cl4.96 mEq/L de Cl4.96 mmol/L de K+ 4.96 mEql/L de K+ MgC2: 14mg/100ml = 0.14g/L 95 g/L MgCl2 Æ 1000 mmol/L 0.14 g/L MgCl2 Æ X = 1.47 mmol/L En 1.47mmol/L de MgCl2 hay: 1.47 mmol/L de Mg2+ 2.94 mEq/L de Mg2+ 2.94 mmol/L de Cl2.94 mEql/L de ClLas soluciones electrolíticas se usan en medicina, por lo general, para reponer las pérdidas de agua y solutos que un paciente ha tenido Estas pérdidas resultan de situaciones tan diversas como diarreas, vómitos, quemaduras, hemorragias, intervenciones quirúrgicas, fístulas digestivas, sudoración extrema, etc. También pueden ser usadas para reponer las pérdidas fisiológicas (orina, sudor, heces, agua de respiración) en pacientes inconscientes, que no pueden beber y alimentarse por sí solos. Dada esta gran variedad de situaciones, no existe una única solución electrolítica, sino que, de las disponibles, el médico debe elegir la que más se adapte a las necesidades del paciente. Luego de la elección deberá decidir que volumen es el adecuado para reponer las pérdidas que ya existen y que volumen deberá irse inyectado durante el día, para compensar pérdidas futuras. Por lo general se procura que las soluciones a inyectar por vía endovenosa sean iso-osmóticas (igual osmolalidad) con respecto al plasma y demás líquidos biológicos (290 mOsm/kg = 290 mOsm/L en el hombre). El término isotónico puede ser usado, algunas veces, como sinónimo de iso-osmótico. Hay casos, sin embargo, en que es hace necesario inyectar soluciones hiper-osmóticas o soluciones hipo-osmóticas y, a veces, hay necesidad de que el médico realice una dilución para convertir una solución hiper-osmótica en una iso-osmótica. La osmolaridad refleja la presión osmótica de una solución y es proporcional a la concentración de la misma. La osmolaridad de los líquidos corporales oscila entre 250 y 350 mOsmol/L y para el caso

fisiológico se toma estos valores como soluciones isotónicas. Por debajo del valor mínimo son hipotónicas y pueden causar hemólisis, mientras que por encima del valor máximo son hipertónicas y pueden causar flebitis al ser inyectadas por vías periféricas. La osmolaridad es definida por la siguiente expresión: mOsmol/L = [ C/PM ] x N x 1000 donde, C= concentración de la solución en g/L. PM= peso molecular del soluto. N= número de iones en la solución. 1000= factor de conversión. La osmolaridad es aditiva (no así las concentraciones). Por lo tanto en una mezcla de varios electrolitos se debe calcular lo osmolaridad de cada compuesto y finalmente se suman. La osmolalidad plasmática es usada, en la práctica médica, para reconocer diversas condiciones patológicas. Por Io general, hay una muy clara relación entre el grado de deshidratación del paciente y Ia osmolalidad de su plasma. Así, por ejemplo, una persona que tiene una diarrea severa, pierde agua y solutos, pero dependerá de la relación entre uno y otro en el líquido perdido que su osmolalidad plasmática aumente, disminuya o permanezca a igual. Si el líquido de diarrea tiene una osmolalidad MENOR que la del plasma, querrá decir que se ha perdido, del compartimiento corporal, proporcionalmente más agua que solutos. En consecuencia, la osmolalidad plasmática AUMENTARÁ. En caso que el líquido perdido por la diarrea tenga una osmolalidad MAYOR que la del plasma, la osmolalidad plasmática DISMINUIRÁ. La osmolalidad plasmática se mantiene constante en condiciones normales a pesar de la ingesta y eliminación de agua. Ello ocurre gracias a la redistribución del agua en los distintos compartimentos del organismo y al balance externo de la misma. No sólo es necesario el mantenimiento de la isotonicidad y volumen de los compartimentos, sino que además es preciso que la osmolalidad de los mismos se mantenga en un estrecho rango (275-290 mOsm/kg). Las diarreas, o cualquier otra situación con pérdida de líquido de IGUAL osmolalidad que la del plasma, no producen cambios en la osmolalidad plasmática. En este caso, la sola medición de la osmolalidad plasmática no permite determinar el grado de hidratación del individuo. La osmolalidad de los líquidos biológicos se determina, generalmente, usando un OSMÓMETRO que mida el descenso crioscópico. Lamentablemente estos instrumentos no están en todos los laboratorios de análisis clínicos y debe recurrirse a "fórmulas" aproximadas para determinar Ia osmolalidad en base a la concentración de algunos solutos. La siguiente es una lista de sólo algunas de las fórmulas más usadas. En todas ellas se utilizan, exclusivamente, las concentraciones de Na+, urea y glucosa, ya que se considera que son las sustancias que pueden determinar, con mayor facilidad, cambios en la osmolalidad plasmática en condiciones patológicas. La variedad de fórmulas no hace más que demostrar que ninguna es totalmente satisfactoria. 1) Osm = 2 x (Na+ + K+) + urea + glucosa 2) Osm = 2,1 x Na+ 3) Osm = (1,86 x Na+) + urea + glucosa 4) Osm = (2 x Na+) + urea + glucosa 5) Osm = (1,86 x Na+) + urea + glucosa + 9

Ejemplo: Un niño de 3 meses de edad ingresa al hospital luego de varias horas con diarrea y vómitos. Se le toma una muestra de sangre y se analizan las concentraciones de Na+, K+, urea y glucosa. El valor que se da aquí como NORMAL es sólo un promedio, ya que hay un rango de valores normales. Los resultados son: Na+ = 153 mEq/L (normal: 140 mEq/L) K+ = 4,0 mEq/L (normal: 4,5 mEq/L) urea = 32 mg/dl (normal: 30 mg/dl) glucosa = 100 mg/dl (normal: 100 mg/dl) Fórmula 1: El primer paso es llevar las concentraciones de urea y glucosa a mmol/L. UREA: 32 mg/dl = 320 mg/L = 0,32 g/L 60 g/L Æ 1000 mmol/L 0,32 g/L Æ X = 5,33 mmol/L GLUCOSA: 100 mg/dl = 1 g/L 180 g/L Æ 1000 mmol/L 1 g/L Æ X = 5,55 mmol/L Osm = 2 (Na+ + K+) + urea + glucosa Osm = 2 (153 + 4) + 5,32 + 5,55 Osm = 325 mOsm/kg Fórmula 5: Osm = (1,86 x Na+) + urea + glucosa + 9 Osm = 304 mOsm/kg Como se ve, la discrepancia entre las fórmulas es grande. Lo único bien claro es que la osmolalidad está aumentada y que, en este caso, el soluto "responsable" es el Na+. En un adulto sano, el agua corporal total representa aproximadamente el 60% de su peso, variando de mayor a menor con la edad y siendo ligeramente inferior en mujeres. Se reparte en un 40% como agua intracelular y un 20% extracelular, distribuyéndose esta última en el compartimento intersticial (16%) e intravascular (4-5%). Cada compartimento difiere en la composición de solutos debido a los transportes activos específicos de los mismos. La presión osmótica generada en cada compartimento es proporcional al número de partículas de soluto por unidad de volumen, sin importar el tipo o valencia de las mismas. Esta presión osmótica determina la distribución de agua entre los espacios intra y extracelular, existiendo en cada uno de estos espacios un soluto que actúa como determinante principal de la presión osmótica, reteniendo agua. Así, el sodio es el principal osmol extracelular, el potasio el intracelular y las proteínas plasmáticas el intravascular. La osmolalidad plasmática puede ser estimada según la fórmula: Osm plasmática = 2xNa + Glucosa/18 + urea/2.8 Dado que la urea es un osmol inefectivo ya que difunde libremente a través de la membrana plasmática, y que la glucosa en condiciones normales aporta aproximadamente 5 mOsm/kg, se puede establecer una

equivalencia entre hipernatremia e hiperosmolalidad, e hiponatremia e hipoosmolalidad. Hay que tener en cuenta, que en casos de hiperglucemia franca se crea un gradiente osmolal difundiendo el agua del espacio intracelular al extracelular, provocando una hiponatremia dilucional por lo que se pierde la equivalencia anteriormente expuesta. La osmolalidad plasmática normal se sitúa entre 275-290 mOsm/kg. Habitualmente se mantiene dentro de estrechos límites, de modo que variaciones del 1-2% inician ya los mecanismos compensadores. Estas alteraciones de la osmolalidad estimulan los osmorreceptores hipotalámicos que influyen sobre la ingesta de agua mediante el mecanismo de la sed y sobre su excreción renal por mediación de la ADH. La vasopresina controla la osmolalidad entre 285 y 295 mOsm/kg, donde se encuentra el nivel máximo de antidiuresis (por saturación de los receptores renales). Por ello, aunque el estímulo de la sed se inicie desde los 285 mOsm/kg, es a partir de los 295 cuando es absolutamente necesaria. Un exceso de agua (hipoosmolalidad) suprime la secreción de ADH, lo que resulta en un descenso de la reabsorción tubular renal de agua y un aumento de la excreción, retrasándose la diuresis máxima entre 90-120 minutos, el tiempo necesario para metabolizarse la ADH circulante. PROCEDIMIENTO: Preparar una solución acuosa de concentración dada, si dispone de un soluto sólido o de una solución más concentrada del mismo u otro soluto. Preparación de una Solución por Pesadas: Prepare 100 ml de solución acuosa 0.1 N de hidróxido de sodio (NaOH): • Calcular la masa requerida de NaOH (masa molar 40). • Pese la cantidad determinada en la balanza de precisión. • Disuelva el sólido añadiendo agua destilada en forma cuidadosa y con agitación constante. • Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz de aforo de 100 ml. • Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz. • Enrase hasta el aforo, complete el volumen final con un gotario o pipeta. • Agite el matraz para homogenizar la solución. • Trasvasije la solución a un frasco de reactivo plástico y Etiquételo. Preparación de una Solución por Disolución: Prepare 100 ml de solución acuosa 0.1 N de ácido clorhídrico (HCl) a partir de una solución stock de HCl 3M: • Determine el volumen de solución de HCl 3M que necesita para preparar dicha solución. • Mida el volumen con una pipeta provista de una propipeta. • Agregue el contenido de la pipeta directamente a un vaso precipitado que contenga unos 20 ml de agua destilada y agite cuidadosamente. • Transfiera la solución a un matraz aforado de 100 ml, lave el vaso 2-3 veces, añadiendo el enjuague cada vez al matraz. • Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse. • Agite el matraz para homogenizar la solución. • Trasvasije la solución a un frasco de reactivo plástico y Etiquételo.

EJERCICIOS: Para el desarrollo de los ejercicios, se debe, evitar la utilización de fórmulas que limiten al estudiante a su aplicación para resolver un problema. Más bien se debe utilizar la imaginación, el sentido común y un par de reglas de tres para obtener muy buenos resultados. Recuerde algunas unidades de medida: Peso Gramo (g) Kilogramo (Kg) 1Kg = 1000g Miligramo (mg) 1g = 1000mg Microgramo (mcg ó g) 1mg = 1000mcg = 1000 g Volumen Litro (L) Mililitro (ml) Centímetro3 (cc) Decilitro (dl) 1L = 100dl Porcentaje Gramos de un soluto que hay en 100ml de solución (%). mg/ml: mg de un soluto que hay en 1ml de solución. mg/dl: mg de un soluto que hay en 1dl (100cc) de solución. meq/L: Número de meq de un electrolito en 1L de solución. ppm: mg de un soluto en 1L de solución. mOsmol/L: Osmolaridad de una solución. Para caso práctico, 1ml = 1cc, aunque numéricamente no sean exactamente iguales. 1. ¿Cuál es la concentración resultante de mezclar 25ml de DAD5% con 30ml de una solución DAD 10%.?. 2. ¿Cuántos ml de API se debe adicionar a 50ml de una solución DAD5% para obtener una solución con una concentración del 3%?. 3. ¿Cuántos ml de DAD 5% se debe agregar a 30ml de DAD 10% para obtener una solución con una concentración del 8%?. 4. ¿Cuántos meq de Na+ recibe un paciente a quien le han pasado una bolsa de 500 ml de SSN?. 5. ¿Cuál es la osmolaridad de una solución SSN?. 6. Se prepara una solución que contiene 6,9 g de NaHCO3 con 100 g de agua. ¿Cuál es el porcentaje del soluto en esta solución?. 7. Una muestra de 2,5g de agua contiene 5,4 microgramos (mcg) de Zn2+. ¿Cuál es la concentración de Zn2+ en partes por millón?. 8. Calcule la molaridad (M), de una solución que contiene 3,65g de HCl en 2litros de solución. 9. Se dispone de una solución de NaCl al 0.9%. De ella se toman con pipeta 5ml y se los coloca en un matraz de 250ml, completándose el volumen con agua destilada. Calcule: - La dilución efectuada.

- La concentración de la solución final en: g/100ml, g/L, mg/ml. 10. En una balanza de precisión se pesan 0.671g de KCl, se los coloca en un matraz de 100ml y se completa el volumen con agua destilada. De esa solución se toman 0.5ml, se colocan en un matraz de 250ml y se completa el volumen con agua. Calcule: - La concentración en g/L, de la primera solución. - El valor de la dilución que se hace al preparar la segunda solución. - La concentración en µg/ml, de la segunda solución. 11. La concentración normal de Albúmina en plasma se encuentra entre 3.5 y 4.8 g/100ml. Exprese la concentración de esta sustancia en milimoles/litro. El peso molecular de la Albúmina es de 65000g/mol. 12. En una historia clínica, un médico encuentra que un paciente tiene una concentración de Bilirrubina en plasma de 52 µmol/L. Como él solo sabe que la concentración habitual tiene un rango entre 0.3 y 1.5 mg/100ml, tiene que expresarla en esas unidades para evaluar si está entre el rango. El peso molecular de la Bilirrubina es de 588g/mol. 13. Un paciente recibe, por vía endovenosa, una solución conocida como “Solución de Ringer Inyectable”, cuya composición es la siguiente: Cloruro de Na Cloruro de K Cloruro de Ca Agua para inyección, c.s.p Calcule:

0.60g 0.03g 0.033g 100ml

a) La concentración de Na+ en mEq/L. b) La concentración de Ca2+ en mEq/L. c) La cantidad de Cl- en mEq, que recibirá el paciente si se le inyectan 250ml de esta solución.

14. Los Diuréticos son sustancias que determinan un aumento de la excreción de Na+ y otros solutos por el riñón, acompañada por un aumento de la diuresis. En los pacientes que reciben este tratamiento por largo tiempo y sin control médico, puede aparecer una hiponatremia con hiposmolalidad. El siguiente cuadro resume los resultados de un análisis de plasma en uno de estos casos. Na+ = 106 mEq/L (normal: 140 mEq/L) K+ = 3,0 mEq/L (normal: 4,5 mEq/L) Cl- = 81 mEq/L (normal: 105 mEq/L) HC03- = 31 mEq/L (normal: 25 mEq/L) Urea = 0,28 mg/dl (normal: 0,3 mg/dl) Glucosa = 110 mg/dl (normal: 100 mg/dl) Osm = 232 mOsm/kg (normal: 290 mOsm/kg) Determine cuál de las fórmulas de osmolalidad es Ia más apropiada para calcular la osmolalidad de este plasma.

EVALUACIÓN: 1. Mencione y explique brevemente cinco ejemplos cotidianos en los que se empleen procedimientos de dilución y/o mezclas de soluciones. 2. Realice el ejercicio mental de calcular la concentración de la solución de azúcar y sal ingerida por ud., si se tiene en cuenta que en promedio ingiere 10g de azúcar y 3.5g de sal y que ud. bebe 4 litros de agua al día. Exprese sus resultados en términos e Molaridad y %P/V. BIBLIOGRAFÍA : 1. Henry J. B. El Laboratorio en el Diagnóstico Clínico. Ed. Marban. 2007. España. 2. Trastornos de la osmolaridad. Interpretación y diagnóstico etiológico. Acta Bioquím. Clín. Latinoam. v.38 n.2 La Plata mar./jun. 2004. 3. Guyton - Hall. Tratado De Fisiología Médica. 10ª. Edición 2007. Mc.Graw Hill.