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1. Conceptos físico-químicos generales en el laboratorio

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Conceptos físico-químicos generales en el laboratorio
1.CONCEPTOS FÍSICO-QUÍMICOS GENERALES EN EL
LABORATORIO
CONCEPTOS BÁSICOS .......................................................... 2
MAGNITUD ........................................................................
MEDIR .............................................................................
UN SISTEMA DE UNIDADES: ..................................................
Múltiplos y submúltiplos en el SI .........................................
2
2
2
4
MAGNITUDES BÁSICAS EN EL LABORATORIO .............................. 5
CAPACIDAD / VOLUMEN .......................................................
MASA / PESO .....................................................................
DENSIDAD ........................................................................
CANTIDAD DE SUSTANCIA QUÍMICA ........................................
Átomo-gramo...............................................................
Molécula-gramo o mol .....................................................
5
5
5
6
6
7
DISOLUCIONES ................................................................. 7
INTRODUCCIÓN ..................................................................
COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN ........................................
MODO DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE LAS
DISOLUCIONES ...........................................................
Unidades físicas ...........................................................
Unidades químicas .........................................................
7
8
9
9
9
RELACIÓN ENTRE NORMALIDAD Y MOLARIDAD.............................. 12
DILUCIONES ..................................................................... 13
INTRODUCCIÓN .................................................................. 13
EL FACTOR DE DILUCIÓN ....................................................... 15
TIPOS DE DILUCIONES ......................................................... 15
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CONCEPTOS BÁSICOS
MAGNITUD
Una magnitud física es todo aquello que se puede medir (tiempo, masa, longitud..)
MEDIR
Es determinar la cantidad de una magnitud por comparación con otra que se toma como
unidad. El resultado de esa medición es un número acompañado de una unidad.
Las unidades se pueden tomar a capricho (pasos, palmos..). Estas unidades estarán
condicionadas por una serie de factores. Por ejemplo los pasos serán distintos según los dé
una persona baja o por el contrario una alta. Es decir en este caso las unidades están
sujetas a una variabilidad.
Para evitar esta variabilidad la unidad ha de ser constante y fija. (Las magnitudes
pueden ser añadidas o substraídas directamente sólo si tienen las mismas unidades).
Por ello se recurre a los sistemas de unidades
SISTEMAS DE UNIDADES
Los sistemas de unidades están formados por un conjunto de unidades fundamentales y las
derivadas que de ellas se deducen. Para establecer un sistema de unidades se precisan tres
circunstancias:
1) elegir las magnitudes fundamentales
2) fijar los valores de las unidades de estas magnitudes fundamentales
3) establecer ecuaciones y definiciones que permitan deducir las unidades derivadas
de las demás magnitudes a partir de las magnitudes fundamentales.
Existen distintos sistemas de unidades. El que recomienda la OMS desde el año
1977 es el sistema internacional (SI). Este sistema lo propuso Giorgi a principios de siglo y
se declaró legal en España desde el año 1967 por la Ley de Pesas y Medidas. Está
prácticamente establecido por el laboratorio, pero aún hoy se siguen utilizando otras
unidades.
El sistema SI es un sistema decimal, es decir los múltiplos y submúltiplos de la
unidad básica se obtienen multiplicando o dividiendo por potencias de 10. Actualmente el
sistema SI está formado por 7 magnitudes fundamentales y sus correspondientes unidades
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MAGNITUD
longitud
masa
tiempo
intensidad de corriente eléctrica
temperatura
intensidad luminosa
cantidad de sustancia química
UNIDAD (símbolo)
metro (m)
kilogramo (Kg)
segundo (s)
amperio (A)
grado Kelvin (ºK)
candela (cd)
mol (mol)
Mediante la combinación de una o varias unidades básicas a través de varias
operaciones matemáticas pueden obtenerse unidades derivadas del SI. Por ejemplo el
Volumen su unidad será m3, ya que el volumen es largo x ancho x alto = m x m x m
Algunas unidades, aunque no están incluidas en el SI, debido a su uso ampliamente
difundido se han mantenido. Entre ellos tenemos el volumen o capacidad expresada el litros
(L)
Las unidades de capacidad son equivalentes a las de volumen y se utilizan
ampliamente en el laboratorio
volumen
m3
dm3
cm3
mm3
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capacidad
KL
L
mL
L
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Múltiplos y submúltiplos en el SI
Algunas unidades básicas del SI pueden tener distintos múltiplos y
submúltiplos, cada uno de ellos con un nombre característico que se forma mediante la unión
de un prefijo al nombre básico de la unidad
MÚLTIPLOS
deca (da)
hecto (h)
kilo (k)
mega (M)
giga (G)
tera (T)
peta (P)
exa (E)
RELACIÓN UNIDAD
101 unidades
102
"
3
10
"
6
10
"
9
10
"
12
10
"
15
10
"
18
10
"
SUBMÚLTIPLOS
deci (d)
centi (c)
mili (m)
micro ()
nano (n)
pico (p)
femto (f)
atto (a)
RELACIÓN UNIDAD
10-1 unidades
10-2 "
10-3
"
-6
10
"
-9
10
"
-12
10
"
-15
10
"
-18
10
”
Algunas equivalencias:
1 lamda, 1 = 1 L
1 A = 10-10 m (0,1 nm)
1 gamma, 1 = 1 g
(Escala)
atto>femto>pico>nano>micro>mili>centi>deci>UF>deca>hecto>kilo>mega>giga>tera>peta>ex
10-3 10-3 10-3 10-3 10-3 10-1 10-1 10-1
101 101 101 103 103 103 103 103
* Cuando queremos pasar de una unidad mayor a otra menor, debemos multiplicar
por 10 , siendo n = suma de exponentes que vamos pasando
n
* Cuando queremos pasar de una unidad menor a otra mayor deberemos dividir por
10 , o lo que es lo mismo, multiplicar por 10-n.
n
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MAGNITUDES BÁSICAS EN EL LABORATORIO
CAPACIDAD / VOLUMEN (ya visto)
MASA / PESO
La masa de un cuerpo es la cantidad de materia que tiene ese cuerpo. La unidad de
masa en el SI es el Kg.
Peso de un cuerpo es la fuerza de atracción que la tierra ejerce sobre el mismo. La
fuerza es igual a la masa por la aceleración, por lo tanto:
P=m.g
P = peso, m = masa, g = aceleración gravitacional (varía ligeramente de unos puntos
a otros del planeta, pero se puede considerar como constante).
En sentido estricto la masa de un cuerpo es invariable, pero el peso tiene una ligera
variación de un punto a otro del planeta.
La unidad de fuerza en el SI es el Newton (Nw).
Para medir la masa utilizamos la balanza, comparando una masa desconocida con
otra conocida.
DENSIDAD
La densidad absoluta, es la relación que existe entre la masa de un cuerpo y el
volumen que ocupa el citado cuerpo. Se suele expresar en g/cm3 = g/mL (Aunque en el SI las
unidades serían Kg/ mm3).
Se denomina densidad relativa a la relación entre la masa de un volumen dado de un
cuerpo y la masa de un mismo volumen de agua a 4oC. (Nosotros utilizaremos la densidad
absoluta)
La densidad del agua pura a 4oC es 1, por lo cual en el caso del agua podemos afirmar
que 1 g de agua ocupa un espacio de 1 cm3.
Se establecen y aceptan las siguientes equivalencias entre masa, volumen y
capacidad en el caso del agua (densidad = 1):
MASA VOLUMEN CAPACIDAD
-----------------3
Kg
dm
L
3
g
cm
mL
3
mg
mm
L
Cuando manejamos cuerpos distintos al agua ya no nos sirven las equivalencias
anteriores y tendremos que recurrir a la densidad para averiguar la relación entre la masa
y el volumen (o capacidad). P.e. si un cuerpo tiene una densidad de 1,8 g/cm3
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m (g)
d = 1,8 g/cm3 = ------- ;
V (cm3)
m = 1,8 V
Los cuerpos pueden ser simples (cuando no pueden dividirse en fracciones pequeñas):
se denominan elementos, o bien pueden ser compuestos (tienen en su composición 2 ó más
elementos). Pueden presentarse en tres estados: sólido, líquido o gaseoso.
Cuando hablamos de la densidad, independientemente del estado de ese cuerpo
siempre nos referimos a la relación entre su masa y su volumen.
CANTIDAD DE SUSTANCIA QUÍMICA
La materia está formada por átomos (partículas indivisibles; es la parte más
pequeña en que se puede dividir la materia. Es la menor cantidad de un elemento que puede
entrar en combinación). La masa de los átomos es tan extraordinariamente pequeña que
resulta difícil el uso de las unidades de masa habituales. Por ello se crea una escala relativa
en la que se escoge un elemento tipo, refiriendo la masa de los demás elementos a ese
elemento tipo. La escala de referencia ha ido cambiando con el tiempo:
Al principio se tomó como referencia el hidrógeno (H) dándole el valor de peso atómico 1;
así se definía el peso atómico de un elemento como el nº de veces que un átomo de ese
elemento pesa en relación a un átomo de H. Posteriormente la masa tomada como
referencia fue 1/16 de la masa atómica de un átomo de oxígeno.
Desde 1961, por acuerdo internacional, la masa atómica se determina por comparación con
la masa del isótopo 12C del carbono.
La UNIDAD DE MASA ATÓMICA (u.m.a.) (dalton), se definió como la duodécima
parte de la masa de un átomo de carbono-12; por ello, la masa atómica de este isótopo del
carbono será de 12 u.m.a.
Átomo-gramo
es la masa atómica del elemento expresada en gramos: Un átomo de Na tiene una masa
atómica de 22,9 u.m.a.
Un átomo-gramo de Na tiene una masa de 22,9 g.
En un átomo-gramo se encuentran contenidos un nº de átomos igual al nº de
Avogadro (N), siendo N = 6,023 . 1023
* Los átomos se combinan entre sí para formar las moléculas (p. e., si se unen 2
átomos de H y uno de O, obtenemos una molécula de H2O. la molécula es el límite de la
división física, es decir, la parte más pequeña de una sustancia que conserva sus
propiedades químicas.
La MASA MOLECULAR es la masa de una molécula medida en u.m.a. Se obtiene por
la suma de las masas de los distintos átomos que forman la molécula. P.e. H2SO4 (ácido
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sulfúrico) su masa molecular será (2.1) + 32 + (4.16) = 98 u.m.a., ya que la masa atómica de H
= 1, S = 32, O = 16. También se le denomina PESO MOLECULAR
.
Molécula-gramo o mol
se define como el peso molecular de una sustancia )= masa molecular ) expresada en
gramos.
Por lo tanto un mol de sulfúrico pesará 98 g.
En un mol hay un nº de moléculas igual al nº de Avogadro (N)
Por lo tanto los conceptos de átomo-gramo y de mol son muy importantes porque nos
dan idea del nº de átomos o de moléculas que hay. Por lo tanto se denomina mol a una
cantidad de sustancia tal que contiene 6.023 . 1023 partículas (átomos o moléculas, aunque
generalmente cuando se trata de átomos se habla de átomo gramo y mol se reserva cuando
nos referimos a molécula-gramo)
DISOLUCIONES
INTRODUCCIÓN
Antes de definir disolución veamos algunos conceptos.
Las diversas especies de materia reciben el nombre de sustancia.
La materia , para su estudio podemos clasificarla en:
* ELEMENTOS. Elementos químicos son las sustancias que no se pueden
descomponer por los procedimientos químicos corrientes. Sus moléculas están formadas por
un solo tipo de átomos: Fe, Ag, H2. (los elementos químicos o cuerpos simples se
caracterizan por ser átomos que tienen el mismo nº atómico, aunque puedan tener pesos
atómicos distintos -isótopos-).
* COMPUESTOS PUROS. Son las sustancias que se obtienen al combinarse dos o
más elementos, según ciertas leyes químicas (H2O, OHNa... Todas sus moléculas son
idénticas entre sí. Contienen dos o más clases de átomos combinados en proporciones fijas).
No pueden descomponerse en otros más sencillos por métodos físicos
* MEZCLA, es un material heterogéneo No presentan una composición uniforme,
variando ésta de una zona a otra de la mezcla. Macroscópicamente vemos sus distintos
componentes. (p.e.: granito, arena en agua..). Los componentes de las mezclas pueden
separarse por métodos físicos. También se le da el nombre de suspensión.
Microscópicamente vamos a distinguir sus componentes.
* DISOLUCIÓN. Es una fase homogénea, formada por varios compuestos puros, que
puede tener una composición variable. Su composición es uniforme en toda la mezcla (Es el
compuesto que resulta al disgregar íntimamente las partículas de una sustancia en otra)
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Las disoluciones tienen las mismas propiedades químicas de sus componentes, pero
distintas propiedades físicas: Disolución de sal en agua. Microscópicamente apreciamos un
aspecto homogéneo, p. E: El NaCl y el H2O reaccionan químicamente igual que si fueran el
NaCl y el H2O por separado. Sin embargo la densidad será ahora distinta, así como el punto
de ebullición, el de congelación...
COMPONENTES DE UNA DISOLUCIÓN
En toda disolución hay que distinguir entre:
- cuerpo disperso o soluto, que es el que se halla en menor proporción (el soluto es la
sustancia que se disuelve, esto es, que se disgrega o dispersa en el disolvente)
- cuerpo dispersante o disolvente, que es el componente que interviene en mayor
proporción.
Tanto el disolvente como el soluto pueden tener cualquier estado físico (sólido,
líquido o gaseoso). La disolución adopta el estado físico del disolvente.
Disolvente
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Gas
Gas
gas
Soluto
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
gas
Disolución
Líquido
Líquido
Líquido
Sólido
Sólido
Sólido
Gas
Gas
Gas
ejemplo
Agua y alcohol
Agua y sal
Agua y CO2
Amalgamas Ag+Hg
Aleaciones oro+plata
Palacio e hidrógeno
Vapor de agua
Polvo en el aire
aire
Las disoluciones pueden tener más de un soluto disuelto en el disolvente.
Las disoluciones más ampliamente utilizadas son las disoluciones en agua,
denominadas disoluciones acuosas.
En general existe un límite para la cantidad de soluto que puede disolverse en un
disolvente a determinada temperatura. Cuando este límite se alcanza, no puede disolverse
más soluto y se dice que el disolvente está saturado de soluto. En este caso la disolución se
llama disolución saturada. Por ejemplo, una disolución de azúcar en agua se dice que está
saturada cuando el azúcar se queda en el fondo del recipiente sin disolver, por más que se
agite la disolución.
Las disoluciones que se hallan lejos de la saturación reciben el nombre de
disoluciones diluidas, y las que están cerca de la saturación, disoluciones concentradas.
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MODO DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES
Para identificar una disolución hay que saber no sólo los componentes que la forman
sino también su cantidad relativa. la concentración es la relación entre cantidad de soluto
respecto a cantidad de disolvente o de disolución. las más importantes son
Unidades físicas
- Porcentajes o tanto por ciento: partes de soluto en 100 partes de disolución
* porcentaje en peso
* porcentaje en volumen
* porcentaje en peso-volumen
- partes por millón
Unidades químicas
- Molaridad
- Normalidad
- Molalidad
- Fracción molar
Porcentaje en peso (% p/p)
Expresa los gramos de soluto contenidos en 100 g de
disolución.
% peso 
gsoluto
 100
gdisolució n
g de disolución = g de soluto + g de disolvente.
Ejemplo: ¿Cuál es el % en peso de peso del perclorato amónico (NH4CLO4) en una disolución
que contiene 11,7 g de prclorato amónico en 25 g de agua?
soluto = 11,7 g
disolución = soluto + disolvente = 11,7 g + 25 g
% peso 
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11.7 g
 100  31,8%
(11.7  25) g
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Porcentaje en volumen (% v/v)
Expresa los mL de soluto contenidos en 100 mL de disolución
%volumen 
mLsoluto
 100
mLdisoluci ón
Ejemplo. Determinar el % en volumen de una disolución obtenida disolviendo 12 mL de
alcohol metílico en agua hasta un volumen final de 80 mL
soluto = 12 mL
disolución = 80 mL
%volumen 
12mL
 100  15%
80mL
Porcentaje en peso-volumen (% p/v)
Son los g de soluto en 100 mL de disolución
% peso / volumen 
gsoluto
 100
mLdisolución
Es la que más se usa en el laboratorio
Ejemplo. Calcular el % en p/v de una disolución que se ha obtenido disolviendo 28 g de
glucosa en agua hasta un volumen final de 250 mL
250 % peso / volumen 
28 g
 100  11.2%  11.2 g / dL
250mL
También se usa mucho en el laboratorio el porcentaje en mg % (p/v), son los mg de
soluto en 100 mL de disolución.
Partes por millón (ppm)
Son los g de soluto por cada 1.000.000 g de disolución, o el nº de mg de soluto por
cada 1000 g de disolución. (En disoluciones acuosas es equivalente asimismo a mg de soluto
por L de disolución, ya que al tratarse de disoluciones extremadamente diluidas su densidad
es muy cercana a la del disolvente, es decir, a la unidad).
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Ejemplo. ¿A cuántas partes por millón equivale una concentración de Fe del 0,0005 %?
El 0,0005 % indica que hay 0,0005 (= 5 . 10-4) g de soluto en 100 (= 102) g de
disolución (prácticamente 100 mL de disolución)
5.10 4 gFe
 10 6  5 ppm
2
10 g disolución
Molaridad (M)
Es el nº de moles de soluto que hay en un litro de disolución.
M
nº mol soluto
;
Vdisolución ( L)
n º mol 
g soluto
PM
Una disolución 1M de HCl contendrá 1 mol de ese ácido por cada litro de disolución
Ejemplo. ¿Cómo prepararíamos 1L de una disolución 1M de HCl?
PM HCl = 36,5 (g/mol)
1M 
g / 36,5
1
g =36,5
Pesamos 36,5 g de HCl y completamos hasta un volumen de 1 L en un matraz aforado.
Otro ejemplo: disolvemos 127 g de alcohol etílico (C2H5OH) en agua suficiente para
hacer 1,35 L de disolución. ¿Cuál es la molaridad de ésta?
PM alcohol etílico = 46
M 
127 / 46
 2,04M
1.35
Normalidad (N)
La normalidad se define como el nº de equivalentes-gramo de soluto contenidos en 1
L de disolución.
Un equivalente-gramo es un equivalente químico expresado en gramos.
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Un equivalente químico ( o peso equivalente) = peso molecular dividido por la valencia
La valencia representa la capacidad de combinación de los átomos. (Por lo tanto la
normalidad da idea del nº de átomos cargados que existen en la solución).
Valencia:
- de un ácido corresponde al nº de hidrógenos protonizables de su molécula:
la valencia del HCl será 1
la valencia del H2SO4 será 2
- de una base corresponde al nº de grupos hidroxilo en su molécula: La valencia del
NaOH será 1
La valencia del Ca (OH)2 será 2
- de una sal se obtiene multiplicando la valencia del ácido del que proviene por el
subíndice del anión (o lo que es lo mismo la carga del radical del ácido por su subíndice
respectivo.
Cl2Ba----> (Cl-)2Ba2+ ; valencia = 2 .1 = 2
(SO4)3Al2 -----> (SO42-)3(Al3+)2 ; valencia = 3.2 = 6
Ejemplo. ¿Cuál será la normalidad resultante al añadir a 20 g de NaOH el volumen de agua
suficiente como para obtener 500 mL de disolución?
PM de NaOH = 40; valencia = 1 ; equivalente-gramo = 40/1 = 40
N
20 / 40
 1N
0.5
RELACIÓN ENTRE NORMALIDAD Y MOLARIDAD
Estudiando las fórmulas de M y N es evidente que la única diferencia entre ellas es
la valencia que aparece en el numerador de la N; por lo tanto:
N = M.v
Molalidad (m)
Es el nº de moles de soluto que hay en un Kg de disolvente
m
nº mol soluto
kgdisolvente
Para disoluciones acuosas diluidas m y M son prácticamente iguales
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Ejemplo. Se prepara una disolución disolviendo 1,69 g de NaCl en 869 g de agua. ¿Cuál es su
molalidad?
PM NaCl = 58,44
m
1.69 / 58.44
0.869
 0.033m
DILUCIONES
INTRODUCCIÓN
En el laboratorio en muchas ocasiones es necesario diluir las muestras o los
reactivos para obtener concentraciones adecuadas a las técnicas. La perfecta preparación
de estas diluciones es imprescindible para la obtención de unos, resultados correctos.
Una dilución es la adición de un líquido (disolvente) a una solución para disminuir su
concentración. (Concentración es la relación entre cantidad de soluto y disolución, o
disolvente. Hay distintas formas de expresar la concentración: N, M, mm, % p/p, % p/V,
%v/v..).
Por lo tanto cuando diluimos una solución añadimos disolvente a la solución, por
tanto:
- el volumen de la misma aumenta
- la cantidad de soluto permanece constante (ya que sólo hemos añadido disolvente).
Por ello la relación entre soluto y disolución disminuye, esto es
- la concentración de la solución disminuye
A partir de una solución concentrada (= inicial = madre) queremos preparar un
volumen concreto de una solución diluida (= final = hija) con una concentración determinada
(siempre inferior a la inicial). Esto lo podemos hacer:
-
calcular la cantidad de soluto que necesito para preparar el volumen concreto de
solución diluida
calcular el volumen de la solución concentrada que contiene esa cantidad de soluto.
añadir disolvente hasta la cantidad que deseemos preparar.
Veamos un ejemplo. Necesitamos preparar 250 mL de una solución de NaCl con una
concentración de 2 g/L. Disponemos de una solución de NaCl con una concentración de 5
g/L:
- ¿Qué cantidad de soluto necesito para preparar los 250 mL con una concentración
de 2 g/L?. Si en 1 L de disolución hay 2 g de soluto, en 0,25 L (= 250 mL) habrá x
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1 L ------ 2 g
0,25 L ------ x
x
0.25L  2 g
 0.5 g
1L
Necesitamos por tanto 0,5 g de NaCl para preparar los 250 mL de solución de 2 g/L.
- ¿Qué volumen de la solución concentrada contiene 0,5 g de NaCl?. La concentración de la
solución es de 5 g/L, esto es en 1 L hay 5 g, luego en x L habrá 0,5 g
5 g ----- 1 L
0,5 g ----- x L
x
0.5 g  1L
 0.1L  100mL
5g
- Por tanto para preparar 250 mL de la solución de ClNa de 2 g/L a partir de la solución
concentrada de 5 g/L, tomaremos 100 mL de ésta solución y aforaremos hasta 250 mL de
agua; O bien, tomaremos 100 mL de la solución de 5 g/L y añadiremos 150 mL de disolvente
(250 - 100).
También lo puedo resolver aplicando la fórmula:
V1 . C1 = V2 .C2
En las concentraciones que se expresan como cantidad de soluto en un volumen fijo
de disolución (N, M, % p/v), la cantidad de soluto se calcula multiplicando la concentración
de la solución por el volumen de ésta. Vimos que todo el soluto contenido en la solución
diluida procede de la cantidad contenida en el volumen tomado de la solución concentrada:
cantidad de soluto = Vc . Cc = Vd . Cd
Vc = volumen que necesito tomar de la solución concentrada
Cc = concentración de la solución concentrada
Vd = volumen que quiero preparar de la solución diluida
Vd = concentración de la solución diluida
Volviendo al ejemplo anterior
250 mL . 2 g/L = x . 5 g/L
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x  250mL
2g / L
 100mL
5g / L
Si las unidades de concentración no hubiesen sido equivalentes, tendríamos que
haberlas transformado previamente.
EL FACTOR DE DILUCIÓN
Es la relación que hay entre las concentraciones diluida y concentrada, o el cociente
entre el volumen de la solución concentrada y el volumen de la diluida. Podríamos definirlo
también como el cociente entre el nº de partes de soluto respecto al nº de partes de
disolución
Vc C d
a

 Fd 
Vd Cc
b
a = partes de sol. concentrada
b = " de disolución
b - a = partes de disolvente
a<b
El Fd suele expresarse en forma de fracción lo más reducida posible.
El Fd es una magnitud adimensional, es decir no tiene unidades ya que las unidades
del numerador y denominador son las mismas, por lo que se anulan.
En el ejemplo anterior el FD sería
Fd 
2g / L
5g / L

100mL
250mL

2
5
TIPOS DE DILUCIONES
Las aplicaciones más importantes de las diluciones en el laboratorio son:
A) Preparación de DILUCIONES SIMPLES. Consiste en la preparación de una
disolución diluida a partir de otra más concentrada para:
- preparación de reactivos
- curvas de calibrado
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- diluciones de una muestra. Hay que tener en cuenta la dilución realizada
para calcular el resultado correcto del análisis.
B) DILUCIONES MÚLTIPLES. A veces necesito preparar una disolución muy
diluida. Para ello hago varias diluciones, en vez de prepararla en un único paso, ya que el
volumen que tendría que tomar de la solución sería tan pequeño que me sería muy difícil de
pipetear (a veces imposible).
Veamos un ejemplo. Necesito preparar una dilución de una muestra al 1/500.
- Si hago una dilución simple necesitamos tomar 1 parte de la muestra por cada 499
(500 - 1) partes de disolvente.
- Puedo preparar 2 diluciones: una primera dilución A con un Fd = 1/50 (1 parte de
muestra por 49 partes de disolvente) y una 2ª dilución B, a partir de la solución A con un
Fd, respecto a A = 1/10 (1 parte de solución A por 9 partes de disolvente). El Fd de la
solución B respecto a la muestra será:
Fd 
1 1
1
 
50 10 500
Es decir, cuando efectuamos una dilución múltiple, 1ª dilución A con un Fd = 1/a, y a
partir de ésta solución A hacemos una nueva dilución B con un Fd, respecto a A = 1/b, el Fd
de la solución B respecto a la solución de partida será igual al producto de sus respectivos
Fd. En este caso el Fd = 1/a.b
C) DILUCIONES SUCESIVAS = SERIADAS = BANCO DE DILUCIONES.
Se efectúan varias diluciones siendo el Fd de un tubo respecto al anterior igual.
Consiste en preparar una batería de tubos en los cuales vamos a realizar diluciones de un
tubo respecto al anterior siendo el Fd el mismo.
Lo primero que hacemos es, en función del volumen que queremos conseguir y del Fd,
poner en todos los tubos el diluyente o disolvente (= volumen en todos los tubos). Después
transferimos un volumen, previamente calculado, de la solución madre o concentrada al tubo
1. Homogeneizamos (agitamos), tomamos el mismo volumen del tubo 1 y lo pasamos al tubo 2.
Agitamos, tomamos el mismo volumen del tubo 2 y lo pasamos al tubo 3...Por lo general en el
último tubo, una vez agitado despreciamos ese mismo volumen para que el volumen final sea
el mismo en toda la batería de tubos.
Veamos un ejemplo. Queremos efectuar una dilución seriada de una muestra, siendo
el Fd de un tubo respecto al anterior = 1/2 y necesitamos 1 mL de cada una de las
diluciones. Primero ponemos en cada tubo 1 mL de disolvente. Después pipeteamos 1 mL de
muestra y lo transferimos al tubo 1 (como ya tenía 1 mL de disolvente, el Fd = 1/2).
Homogeneizo y transfiero 1 mL del tubo 1 al tubo 2. El Fd del tubo 2 respecto al 1 = 1/2 . El
Fd del tubo 2 respecto a la muestra original será igual al producto de los Fd = 1/4 = 1/2 .
1/2 = 1/22.
CFGS. Anatomía patológica y citología
IES Antonio Machado. Alcalá de Henares
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Conceptos físico-químicos generales en el laboratorio
Homogenizo y transfiero 1 mL del tubo 2 al tubo 3 (el cual tenía 1 mL de disolvente). El Fd
del tubo 3 respecto al 2 será de 1/2 y el Fd del tubo 3 respecto al origen será igual al
producto de los Fd = 1/8 = 1/4 . 1/2 = 1/23.....Es decir el Fd de un tubo n respecto a la
muestra en origen será de 1/2n.
En general si el Fd de una dilución seriada = 1/d, el Fd de un tubo n respecto a la
solución madre = 1/dn
Disolvente
Muestra
Tubo 1
Tubo 2
Tubo 3
1 mL
1 mL
1 mL
-
1 mL
-
1 mL
1 mL
Agitar y Tranferir
Fd respecto al tubo
anterior
1/2
1/2
1/2
Fd respecto a la
muestra
1/2
1/22
1/23
1 mL (despreciar)
Los resultados que se obtienen en las técnicas analíticas que están basadas en las
diluciones seriadas, se expresan como "título". El título de una prueba es la inversa de la
máxima dilución que dio un resultado positivo (son pruebas semicuantitativas )
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