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UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA, USAC CENTRO UNIVERSITARIO DE SAN MARCOS, CUSAM CARRERA DE MEDICO Y CIRUJANO UNIDAD DIDÁCTICA QUÍMICA, PRIMER AÑO

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

QUÍMICA 2020

I PARTE

SEMANAS 1 A 13

Nombre: ______________________________________________________

Número de Carné _____________________________________________

Docente: ________________________Días de clase: __________________

2

I N T R O D U C C I Ó N

Los docentes de la Unidad Didáctica de Química de la Facultad de Ciencias Médicas de la

Universidad de San Carlos de Guatemala hemos preparado éstas Guías de Estudio para que los

estudiantes repasen los contenidos de Química General e Inorgánica. Encontrarán en éste manual 13

Guías de Estudio identificadas con el número de Semana al cuál corresponden.

Es nuestra mejor intención acompañarlos y facilitarles las herramientas necesarias para abordar

el curso de Química; estaremos ayudándolos a aclarar dudas en la resolución de los ejercicios

propuestos con el fin de que puedan incorporar los nuevos conocimientos.

Recomendamos elaborar los ejercicios de manera individual antes de llegar a clase, así como

asistir a clases y expresar todas las dudas que tengan al docente.

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I N D I C E

Página

Semana No. 1 Estructura atómica y tabla periódica 4

Semana No. 2 Uniones y enlaces químicos 23

Semana No. 3 Estructura de Lewis y Fuerzas intermoleculares 28

Semana No. 4 Reacción y ecuación química 35

Semana No. 5 Reacciones de oxido-reducción (Redox) 41

Semana No. 6 Estequiometria 51

Semana No. 7 Agua y soluciones 61

Semana No. 8 Concentración de soluciones (Primera parte) 74

Semana No. 9 Concentración de soluciones (Segunda parte) 84

Semana No. 10 Coloides y suspensiones 90

Semana No. 11 Velocidad de reacción y equilibrio químico 97

Semana No. 12 Ácidos, bases y electrolitos 105

Semana No. 13 Amortiguadores o Buffer 116

4


GUÍA DE ESTUDIO 2020

SEMANA 1

ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA Elaborado por: Lic. Fernando Antonio Andrade Barrios

I. Estructura Atómica y Tabla Periódica

Relacione los términos que se encuentran a la izquierda con la descripción del lado derecho, colocando el número que corresponde en el cuadro de en medio.

1. Isótopo Átomo que difiere solo en número de masa de otro átomo del mismo elemento.

2. Átomo Elemento que contiene 7 electrones en su nivel de energía mas externo

3. Período Elemento generalmente no reactivo y posee 8 electrones en su nivel de energía mas externo.

4. Nitrógeno Centro de un átomo, extremadamente denso y compacto, que contiene los protones y neutrones.

5. Núcleo atómico Partícula más pequeña de un elemento que conserva las características del mismo.

6. Neutrón Elemento del grupo IIA.

7. No metales Elementos que se ubican a la derecha de la línea gruesa en zigzag de la tabla periódica.

8. Grupo o Familia Grupo de orbitales de igual energía dentro de los niveles de energía principales

9. Electrón Región alrededor del núcleo donde es más probable encontrar los electrones.

10. Orbital Columna vertical en la tabla periódica que contiene elementos que poseen propiedades físicas y químicas similares.

11. Halógeno Partícula subatómica con carga neutra que tiene una masa de 1 uma y se encuentra en el núcleo del átomo.

12. Subniveles de energía Hilera horizontal de elementos en la tabla periódica.

13. Gas noble Partícula subatómica que tiene una masa diminuta que generalmente se ignora en los cálculos de masa.

14. Metal alcalinotérreo Elemento diatómico del grupo VA.

15. Protón Partícula subatómica positiva que tiene una masa de 1 uma y se encuentra en el núcleo del átomo.

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Indique si los siguientes enunciados son verdaderos (V) o falsos (F); de ser falsos,

escriba lo correcto.

1. Los protones son menos pesados que los electrones

2. Los electrones se encuentran fuera del núcleo

3. Los protones tienen una carga -1

4. Los neutrones son atraídos hacia los protones

5. Un protón y un electrón tienen carga opuesta

6. Los protones se atraen entre ellos

7. Los protones y electrones se encuentran en el núcleo

8. El átomo es eléctricamente neutro

9. El núcleo es menos pesado que los electrones

II. Tabla Periódica

1. Elabore lo que se le indica en el esquema de tabla periódica que encontrará a continuación:

a. Coloree de azul los METALES, amarillo los METALOIDES y verde los NO METALES. b. Escriba los símbolos de los elementos DIATOMICOS en el lugar que les corresponde. c. Coloque el número que le corresponde a cada grupo. d. Escriba el símbolo de los siguientes elementos en el lugar que les corresponde:

Hidrógeno, sodio, cloro, oxígeno, Zinc, Carbono, Azufre, calcio, hierro, Oro. e. Coloque en el lugar correspondiente los símbolos de los Halógenos. f. En el lugar que corresponde coloque los los símbolos de los elementos alcalinotérreos.

6

2. Indique en qué grupo de la tabla periódica están los siguientes elementos:

ELEMENTO GRUPO ELEMENTO GRUPO

Bromo VII A Radón

Xenón Bario

Arsénico Nitrógeno

Francio Selenio

Yodo Litio

Estroncio Plomo

3. Indique en qué periodo están cada uno de los siguientes elementos

ELEMENTO PERIODO ELEMENTO PERIODO

Oro 6 Mercurio

Molibdeno Paladio

Boro Cadmio

Oxígeno Silicio

Polonio Níquel

Manganeso Helio

4. Clasifique cada uno de los siguientes elementos como: representativo, de transición, gas noble o transición interna.

Elemento Clasificación Elemento Clasificación

Magnesio Representativo Cobre

Neón Uranio

Plomo

Fósforo

7

5. ¿Qué nombre reciben los siguientes grupos de la tabla periódica? a. IA: ______________________________________

b. IIA: ______________________________________

c. VIIA: _____________________________________

d. VIIIA:_____________________________________

e. Elementos del 57 al 71:_______________________

f. Elementos del 89 al 103:______________________

6. Complete la siguiente tabla:

Nombre del elemento

Símbolo No. Período Grupo

4 VIIA

Fe

Plata

Oro

2 IVA

III. Número Atómico y Número de Masa

A = Masa Atómica = # protones + # neutrones Z = Número atómico= número de protones = número de electrones

1. Complete lo siguiente:

Nombre del elemento

Sím

bo

lo

Número atómico

(Z)

Número de

protones

Número de

neutrones

Número de

electrones

Número de masa

(A)

Notación

isotópica

( )

1. 17 36

2. 8 8

3. 35 80

Hierro Oro

Helio Mercurio

Cloro Vanadio

Todo átomo es neutro en cuanto a carga eléctrica, porque

el número de electrones es igual al número de protones.

8

4. Magnesio 13

5. 30 65

6. Plomo 82

125

7. 16 36

8. Al 27

9. Hierro 30

10. Cr 26 24

IV. Isotopos

Notación Isotópica: Los isótopos se pueden representar de las siguientes formas:

1. Complete lo siguiente:

NOTACION ISOTOPICA

PROTONES NEUTRONES ELECTRONES

a.

b.

26

24

c.

d.

33

27

e.

9

V. IONES

1. Escriba la definición de IÓN 2. Cuando los átomos ganan electrones adquieren una carga______ y + ó - reciben el nombre _________________. 3. Cuando los átomos pierden electrones adquieren una carga______ y + ó - reciben el nombre _________________.

7. Complete el siguiente cuadro:

Ion Numero de protones

Número de electrones

¿Cuántos electrones

gano o perdió?

Catión / Anión

nombre del catión o

anión

a. Ca+2 Catión

b. O-2 10 e-

c. 11 p+ 1 e- perdidos

d. Mg+2

e. K+

f. 46e- 1 e- perdidos

g. S-2

h. 18 e- 1 e- ganados

8. Indique en el siguiente cuadro el METAL y el ION POLIATÓMICO presente en el

compuesto, utilice la tabla 5.7 “Nombres y fórmulas de algunos iones poliatómicos comunes” de su libro de texto.

COMPUESTO METAL

NOMBRE DEL ION POLIATOMICO PRESENTE EN EL

COMPUESTO

FORMULA DE ION

POLIATOMICO

EJEMPLO Na2SO3 Sodio Sulfito

a. Potasio

Fosfato

b. K2Cr2O7

c. NaHCO3

d. Carbonato

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COMPUESTO METAL

NOMBRE DEL ION POLIATOMICO PRESENTE EN EL

COMPUESTO

FORMULA DE ION

POLIATOMICO

e. Magnesio nitrato

f. NaClO3

g. Al(OH)3

VI. CONFIGURACION ELECTRONICA

1. Indique el número máximo de electrones por Nivel de energía y subniveles.

2. Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones en el siguiente cuadro,

utilizando la “Regla de la diagonal”

No. ATOMO ó ION CONFIGURACIÓN ELECTRONICA SEMIDESARROLLADA

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA

ABREVIADA

Ej: Mg 1s22s22p63s2 [Ne]3s2

a. Na+

b. Na

c. Ca

NIVELES ENERGÉTICOS

(n)

NÚMERO MÁXIMO DE ELECTRONES

(2n2)

1

2

3

4

5

6

7

subnivel NUMERO MAXIMO DE ELECTRONES

s

p

d

f

11

No. ATOMO ó ION CONFIGURACIÓN ELECTRONICA SEMIDESARROLLADA

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA

ABREVIADA

d. Ca+2

e. F -

f. F

g. Mg+2

h. Mg

i. Se-2

j. Se

VII. Diagrama de Bohr El diagrama de Bohr del átomo de un elemento representa números específicos de electrones en niveles de energía definidos. Ejemplos:

1. Complete la siguiente tabla con lo solicitado, siga el ejemplo:

No. ATOMO DIAGRAMA DE BOHR ION DIAGRAMA DE BOHR

Eje

mp

lo

K

K+

DIAGRAMAS DE BOHR DEL MAGNESIO

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CONFIGURACION ELECTRONICA

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

CONFIGURACION ELECTRONICA

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

a. S

S-2

CONFIGURACION ELECTRONICA: CONFIGURACION ELECTRONICA:

b. Ca

Ca+2


c. Br

Br-


d. Sr

Sr +2

CONFIGUACION ELECTRONICA: CONFIGURACION ELECTRONCA:

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e. N

N-3

CONFIGURACION ELECTRONICA CONFIGURACION ELECTRONICA

VIII. Diagrama de Orbitales

Complete el siguiente diagrama de electrones para cada uno de los elementos.

No. Elemento Diagrama de Orbital

Ejemplo Si

1. C 1s 2s 2p

2. S 1s 2s 2p 3s 3p

3. Cl 1s 2s 2p 3s 3p

4. P 1s 2s 2p 3s 3p

Resuelva los siguientes ejercicios del libro de texto en su cuaderno y busque las respuestas al final del capítulo: 3.31, 3.43, 3.49, 3.99, 5.1, 5.3 IX. Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente

1. Lea La química en el ambiente “Bombillas fluiorescentes ahorradoras de energía” y responda lo siguiente:

a. ¿Cuál es la diferencia del funcionamiento de una bombilla de luz incandescente con una de luz fluorescente?

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b. ¿Cuál es el inconveniente de las bombillas de luz fluorescente?

2. Lea La química en el ambiente “Toxicidad del Mercurio” y responda lo siguiente.

a. ¿Qué es el mercurio?

b. ¿En qué forma se puede introducir el mercurio en el organismo?

c. ¿Qué órganos puede dañar la exposición prolongada al mercurio?

d. ¿Qué muestras se utilizan para detectar el mercurio en el cuerpo humano?

e. En qué compuesto se convierte el mercurio por la acción de las bacterias tanto en agua dulce como el mar? ¿cómo ataca este compuesto al organismo?

f. ¿Qué alimento podría contener mercurio?

3. Lea la Química en la Salud: “Elementos esenciales para la salud” y responda lo siguiente.

a. ¿Cuántos elementos son esenciales para el bienestar y la supervivencia del cuerpo

humano?

b. ¿Qué elementos constituyen el 96% de la masa corporal?

c. En qué período de la tabla períodica se encuentran estos elementos?

d. ¿Cuáles son los macronutrientes?

e. Los macronutrientes intervienen en la formación de:

f. Los microminerales o elementos traza, también son llamados ________________ y se

encuentran ubicados en _______________________de la tabla periódica.

g. Algunos de los microminerales como el arsénicos, cromo y selenio son___________________________ pero si se necesitan__________________.

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En el siguiente cuadro, complete lo que haga falta. Siga el ejemplo.

Elemento

Clasificación de elementos: -Macromineral -Micromineral -Principal

Función principal en el Organismo

N Principal Componente de proteínas y ácidos nucléicos.

S

C

I

K

Mn

Ca

Co

Cu

P

4. Lea la Química en la Salud: “BRAQUITERAPIA” y responda lo siguiente:

a. ¿Qué es braquiterapia?

b. Explique la braquiterapia permanente:

c. Explique la braquiterapia temporal:

Elabore un mapa conceptual de los temas de la semana:

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NOMENCLATURA

ESTUDIO EN CASA: Revise y estudie por su cuenta el siguiente Documento y realice los ejercicios que se encuentran al final.

DOCUMENTO DE APOYO

“CONOCIMIENTOS BASICOS SOBRE NOMENCLATURA

Unidad Didáctica de Química, Facultad de Ciencias Médicas, USAC, 2019

Cada ciencia tiene su terminología propia y la nomenclatura es parte del lenguaje de la química. Se entiende por nomenclatura a una serie de normas ó recomendaciones que se propone utilizar para dar el nombre de un compuesto químico. Existen varios sistemas de nomenclatura para nombrar un mismo compuesto y las reglas varían en cada uno.

En muchos casos el conocer un nombre ó reconocer una fórmula, nos ayuda a comprender las propiedades y el riesgo en la utilización de un compuesto. Por ejemplo: H2SO4, ácido sulfúrico. Este compuesto va a corroer metales, acidificar el agua o causar quemaduras ó lesiones si se derrama en la piel.

El propósito de éste documento, es unificar algunos criterios para nombrar los compuestos químicos más utilizados en las prácticas de laboratorio de química que se realizaran durante el año. Se hará énfasis primordialmente en estos compuestos, pues se desea que al ser utilizados en las prácticas, puedan relacionar los nombres con las fórmulas y viceversa.

Se recomienda leer éste tema en la sección 5.3 Nomenclatura y escritura de fórmulas iónicas y sección 5.6 Nomenclatura y escritura de fórmulas covalentes del libro de texto, TIMBERLAKE, K., “QUIMICA GENERAL, ORGANICA Y BIOLOGICA. ESTRUCTURAS DE LA VIDA” 4ª ed., 2013

SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS

Estos representan a los elementos. Generalmente las letras coinciden con el nombre del elemento, por ejemplo: N: nitrógeno; Al: aluminio.

En algunos casos no coinciden los símbolos con los nombres, pues se utilizan los nombres en latín, por ejemplo: Na: Natrium = Sodio; S: Sulfur = azufre.

Los símbolos de los elementos se representan por una letra mayúscula ó bien la primera mayúscula y las otras minúsculas Ej: H: Hidrógeno; He: Helio; Unp: unilcuadio.

FÓRMULAS QUÍMICAS

Son formas simbólicas que representan la combinación de los diferentes elementos en un compuesto. Se utilizan los símbolos de los elementos que lo forman y subíndices al pie del símbolo, que indican cuantos átomos hay de un mismo elemento en el compuesto. Por ejemplo: C6H12O6 = glucosa, H2SO4: ácido sulfúrico

SISTEMAS DE NOMENCLATURA QUÍMICA

Aunque existen muchas propuestas para nombrar a los compuestos químicos, se ha generalizado más el uso de los siguientes sistemas:

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a) SISTEMA STOCK:

Utiliza números romanos, escritos dentro de paréntesis al final del nombre para indicar el número o estado de oxidación* del elemento menos electronegativo** en un compuesto.

b) SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO:

Utiliza prefijos “mono, di, tri, tetra, penta, en el nombre para indicar el número de veces, que está

contenido el elemento ó el ión poliatómico dentro de un compuesto. Los prefijos usados

coinciden con los subíndices en la fórmula.

c) SISTEMA CLÁSICO Ó FUNCIONAL:

Cuando el elemento tiene un solo número de oxidación se añade la terminación –ico (sódico, potásico), también se admite decir (de sodio, de potasio).

Si el elemento tiene dos números de oxidación, se añade la terminación –oso si actúa con el menor número de oxidación e –ico si actúa con el mayor número de oxidación.

Cuando el elemento tiene más de dos números de oxidación, usa sufijos “oso” é “ico” y prefijos como “hipo” y “per” en el nombre para indicar el número o estado de oxidación*, del elemento menos electronegativo** en el compuesto que generalmente es un metal, en el caso de sales haloideas, hidruros é hidróxidos.

En el caso de compuestos ternarios como oxácidos y oxisales, los prefijos y sufijos, indican el número o estado de oxidación del elemento que aparece en medio de la fórmula, el cual puede ser un no metal, que no necesariamente es el menos electronegativo de los que aparecen en la fórmula. Nota: * Existen normas para determinar los números o estado de oxidación de los elementos en los compuestos. ** Los valores de electronegatividad de cada elemento se encuentran en la tabla periódica.

NUMERO DE OXIDACIÓN DEL ELEMENTO

PREFIJO del nombre del compuesto

SUFIJO del nombre del compuesto

1 ó 2 Hipo OSO

3 ó 4 ---- OSO

5 ó 6 ---- ICO

7 Per ICO

NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS NO COMBINADAS Ó COMBINADAS CON ELLAS MISMAS.Si un elemento no se halla combinado ó bien ésta combinado con el mismo, recibe

simplemente el nombre de ese elemento. Por ejemplo: Fe: Hierro Ag: plata H2: Hidrógeno O2: Oxígeno I2: Yodo

CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS INORGÁNICAS.

Las sustancias inorgánicas se clasifican, para su nomenclatura, de acuerdo al número de átomos diferentes que posea, de acuerdo a lo siguiente:

I. Binarios: dos átomos diferentes como HCI, H2O, CH4, CaO,

II. Ternarios: tres átomos diferentes como NaOH, H2SO4, KCIO3.

III. Cuaternarios: poseen cuatro átomos diferentes como NaHCO3, K2HPO4

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I. COMPUESTOS BINARIOS

A. Combinación de los Átomos de Elementos con el Oxígeno

a) ÓXIDOS: si se une un metal con oxígeno.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO SISTEMA STOCK

Hg2O Oxido mercuroso Monóxido de dimercurio Oxido de mercurio (I)

HgO Oxido mercúrico Monóxido de mercurio Óxido de mercurio (II)

MnO2 Oxido manganoso Dióxido de manganeso Oxido de Manganeso (IV)

Na2O Oxido de sodio N.A. = No aplica N.A.

K2O Oxido de potasio N.A. N.A.

CaO Oxido de calcio N.A. N.A.

Nota: Los metales alcalinos, alcalinotérreos y el aluminio por tener solo un número de oxidación solo utilizan el

sistema Clásico

b) ANHÍDRIDOS: si se une un No metal con oxígeno. Si se usa el sistema clásico de nomenclatura, en otros sistemas de nomenclatura se les llama óxidos.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

CO2 Anhídrido carbónico Dióxido de carbono Oxido de carbono (IV)

SO3 Anhídrido sulfúrico Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI)

c) PERÓXIDOS: En el agua ordinaria, H2O, el número de oxidación del oxígeno es -2. En el agua oxigenada ó peróxido de hidrógeno, H2O2, el número de oxidación del oxígeno es -1. El ion O2

-2 se llama ion peróxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos. Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

H2O2 Peróxido de hidrógeno

Na2O2 Peróxido de sodio

BaO2 Peróxido de bario

B. Compuestos binarios con Hidrogeno y un no metal (Hidruros no metálicos):

Sus soluciones se conocen como Hidrácidos, se nombran anteponiendo la palabra ÁCIDO y a

continuación el nombre del no metal contraído y terminado en “hídrico”.

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Ejemplo SISTEMA CLÁSICO

en solución

SISTEMA CLÁSICO

Como gas

HCl Acido clorhídrico Cloruro de hidrógeno

HBr Acido bromhídrico Bromuro de hidrógeno

H2S Acido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno

Algunos hidruros de los no metales reciben nombres especiales

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMETRICO

NH3 Amoníaco Azano

PH3 Fosfina Fosfano

H2O Agua Oxidano

NOTA: Como un caso especial, en las prácticas de laboratorio se utilizan mucho las soluciones de NH3 “amoníaco”,

este compuesto no posee carácter ácido sino al contrario sus soluciones son básicas.

C. Compuestos Binarios con Hidrógeno y un Metal (Hidruros metálicos):

El símbolo del metal siempre va delante del hidrógeno utilizando un número de oxidación positivo mientras que el hidrógeno siempre utiliza como número de oxidación el -1.

Ejemplo: SISTEMA CLASICO SISTEMA

ESTEQUIOMETRICO SISTEMA STOCK

NaH Hidruro de sodio Monohidruro de sodio Hidruro de sodio (I)

CaH2 Hidruro de calcio Dihidruro de calcio Hidruro de calcio (II)

AlH3 Hidruro de aluminio Trihidruro de aluminio Hidruro de aluminio (III)

PbH4 Hidruro plúmbico Tetrahidruro de plomo Hidruro de plomo (IV)

D. Compuestos Binarios sin Oxígeno y sin Hidrogeno:

También conocidas como “SALES HALOIDEAS”, contienen un metal y un no metal. Se nombran haciendo terminar en “URO”, el nombre del no metal y a continuación se da el nombre del metal.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

FeCl3 Cloruro férrico Tricloruro de hierro Cloruro de hierro (III)

AuCl3 Cloruro de oro ó cloruro aúrico*

Tricloruro de oro

Cloruro de oro (III)

AlCl3 Cloruro de aluminio Tricloruro de aluminio N.A.

NaCl Cloruro de sodio N.A. ( No aplica) N.A.

ZnCl2 Cloruro de zinc N.A. N.A.

BaCl2 Cloruro de Bario N.A. N.A.

KI Yoduro de potasio N.A. N.A.

BaS Sulfuro de Bario N.A. N.A.

* Cloruro áurico (La nomenclatura común usa áurico, debido a que oro en latín es “aurum”)

II. COMPUESTOS TERNARIOS

Como su nombre lo indica, son compuestos formados por la combinación de tres elementos diferentes. Se consideraran tres tipos de compuestos ternarios:

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a) HIDRÓXIDOS: Poseen la fórmula general: M(OH)n. Para nombrarlos se pone la palabra hidróxido y a continuación, el nombre del metal.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA

ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

Fe(OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (III)

Sn(OH)4 Hidróxido estañico Tetrahidróxido de estaño Hidróxido de estaño (IV)

NaOH Hidróxido de sodio N.A. (No aplica) N.A.

KOH Hidróxido de potasio N.A. N.A.

NH4OH Hidróxido de amonio N.A. N.A.

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio N.A. N.A.

Al(OH)3 Hidróxido de aluminio N.A. N.A.

Nota: Los metales alcalinos, alcalinotérreos y el aluminio por tener solo un número de oxidación solo utiliza el sistema

Clásico. Así mismo el ion amonio NH4+ con carga +1

b) OXÁCIDOS: Poseen la fórmula general: HYO (H: Hidrógeno, Y: no metal, O: oxígeno). Para nombrarlos, se antepone la palabra “ácido” y a continuación el nombre del no metal contraído y terminado en “ico”, o bien en “oso” (Los más usados en las prácticas terminan en “ico”). También pueden usarse los prefijos “hipo” y “per”, de acuerdo a la tabla mencionada anteriormente.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO

HNO3 Acido nítrico

H2SO4 Acido sulfúrico

H2CO3 Acido carbónico

H3BO3 Ácido bórico

HClO4 Acido perclórico

c) OXISALES: Poseen la fórmula general: MYO (M: metal, Y: no metal, O: oxígeno). Se forman cuando los Hidrógenos de los oxácidos se sustituyen por metales. Para darles nombres se sustituye la terminación “ico” por “ato” al nombre del ácido que las originó ó bien, se sustituye la terminación “oso” por “ito” y a continuación se da el nombre del metal. Las de uso más común en las prácticas de laboratorio terminan en “ato”.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA

ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

Pb(NO3)2 Nitrato plumboso* Dinitrato de plomo Nitrato de plomo (II)

Hg(NO3)2 Nitrato mercúrico Dinitrato de mercurio Nitrado de mercurio (II)

CuSO4 Sulfato cúprico N.A. (No aplica) Sulfato de cobre (II)

KNO3 Nitrato de potasio N.A. N.A.

AgNO3 Nitrato de plata N.A. N.A.

Na2SO4 Sulfato de sodio N.A. N.A.

Na2CO3 Carbonato de sodio N.A. N.A.

KClO3 Clorato de potasio N.A. N.A.

KMnO4 Permanganato de potasio N.A. N.A.

K2CrO4 Cromato de potasio N.A. N.A.

K2Cr2O7 Dicromato de potasio N.A. N.A.

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*La terminación “oso”, indica que el plomo en ese compuesto tiene un estado de oxidación 2, que es el menor, ya que en otros compuestos puede presentar estados de oxidación 4 y 2 (ver tabla periódica).

III. COMPUESTOS CUATERNARIOS

a. OXISALES ÁCIDAS

Poseen la fórmula general: MHYO (M: metal. H: Hidrogeno. Y: no metal O: oxígeno).

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

NaHCO3 Carbonato ácido de sodio ó bicarbonato de

sodio

Na2HPO4 Fosfato monoácido de sodio

NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio

KHSO4 Sulfato ácido de potasio

K2HPO4 Fosfato monoácido de potasio

KH2PO4 Fosfato diácido de potasio

Nota: El término ácido, indica la presencia de hidrógeno. b. SALES DOBLES Las sales dobles están formadas por un radical inorgánico (como los oxisales) y por dos iones metálicos diferentes.

Ejemplo Sistema Clásico Sistema Stock

KNaSO4 Sulfato potásico y sódico Sulfato potasio (I) y sodio (I)

LaCa(NO2)5 Nitrito lantanico y cadmico Nitrito lantano (III) y calcio(II)

Elabore los siguientes ejercicios:

1. Nombre los siguientes compuestos:

COMPUESTO

SISTEMA

CLASICO ESTEQUIOMETICO STOCK

a. Ca(BrO3)2

b. MgH2

c. Na2O2

d. H2S

e. CuO

f. Mn2S7

g. PCl3

h. Li2SO4

i. BaNaPO4

j. KNaCO3

SALES DOBLES = METAL 1 + METAL 2 + RADICAL

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2. Escriba la fórmula que corresponde a los siguientes nombres:

NOMBRE FORMULA

a. Sulfato de cobre (I)

b. Nitrito de cadmio (II) y plata (I)

c. Cloruro de níquel (II)

d. Óxido de Cobre (I)

e. Bicarbonato de sodio

f. Óxido de hierro (II)

g. Acido hipobromoso

h. Peróxido de sodio

3. Resuelva los siguientes ejercicios de su libro de texto.

Página 170/

No. Ejercicio

Respuesta Página 174/

No. Ejercicio

Respuesta

5.15 a. 5.28 a.

e. e.

5.16 a. 5.29 a.

c. d.

5.20 b. 5.33 a.

c. d.

5.24 a. 5.34 b.

b. e.

5.25 c. 5.36 c.

f. d.

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SEMANA 2

ELECTRONEGATIVIDAD, UNIONES Y ENLACES QUIMICOS Elaborado por: Licda. Corina Marroquín Orellana

Capítulo 5 COMPUESTOS Y SUS ENLACES del libro de texto.

I. DEFINICIÓN DE ELECTRONEGATIVIDAD:_______________________________________ 1. La electronegatividad en un período aumenta de ________________________________________ y en una familia o grupo disminuye _____________________________________________________ 2. La diferencia de electronegatividad en un compuesto, clasifica los enlaces en: a._______________ b.__________________________________ c.___________________________________________

3. Indique que tipo de enlace se forma a partir de las diferencias de electronegatividad en los

siguientes compuestos. COMPUESTO DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD TIPO DE

ENLACE

SE COMPARTEN ó TRANSFIEREN ELECTRONES

EJEMPLO 1 Cl2

3.16 - 3.16 = 0 No polar (puro)

Comparten (igualmente)

EJEMPLO 2

NaCl

3.16 – 0.93 = 2.23 Iónico

Transferencia de electrones

a. HBr

b. O2

c. P2S5

d.CS2

e. MgO

f. KCl

g. FeCl2

h. CO2

i. H2

j. Cl2O

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II. RESUELVA El SIGUIENTE EJERCICIO:

PREGUNTA RESPUESTA

1. Enlace en donde se comparten tres pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos.

2. Ion con carga negativa.

3. Enlace en donde dos átomos comparten un par de electrones, pero estos han sido aportados por un solo átomo.

4. Otro nombre dado al enlace coordinado

5. Regla que siguen los átomos en la cual existe una tendencia a obtener una configuración electrónica estable.

6. Ion con carga positiva.

7. Tipo de enlace en el cual los electrones del átomo de un metal se transfieren a el átomo de un no metal.

8. Enlace en donde se comparten dos pares de electrones entre 2 átomos.

9. Capacidad relativa de un elemento para

atraer electrones en un enlace.

10. Enlace covalente en el que los electrones

se comparten de manera desigual.

11. Enlace covalente en el que los electrones

se comparten de manera igual.

12.Enlace covalente en el que la diferencia

de electronegatividad se encuentra entre

0 - 0.4

13.Enlace con diferencia de

electronegatividad mayor de 1.8

25

III. Indique el número de electrones que deben perder los átomos de cada uno de los siguientes elementos para obtener una configuración electrónica estable indicando a que gas noble pertenece la configuración lograda.

ELEMENTO / Configuración electrónica

No. de electrones que debe

perder

SIMBOLOGÍA DEL CATIÓN FORMADO Configuración

electrónica

SÍMBOLO y CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA DEL GAS NOBLE

poseen 8 e- en el último nivel

Ej. Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

2 Ca+2

1s2 2s2 2p63s2 3p6

8 e- logró octeto.

Ar (Argón) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Na

K

Ba

IV. Indique el número de electrones que deben ganar los átomos de cada uno de los siguientes elementos para obtener una configuración electrónica estable, indicando a que gas noble es similar.

COMPLETE LA SIGUIENTE CUADRO.

ELEMENTO Configuración electrónica

No. de electrones que debe

ganar

SIMBOLOGÍA DEL ANION FORMADO/

configuración electrónica

SÍMBOLO Y CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA DEL GAS NOBLE estos siempre poseen 8 e- en el

último nivel

Ej. O 1s2 2s2 2p4

2

O-2

1s22s2 2p6

8 e- logra octeto

Ne (Neón) 1s2 2s2 2p6

Cl

S

Br

26

V. Llene la siguiente tabla que compara las propiedades de los compuestos iónicos y Covalentes.

Propiedad Compuesto iónico Compuesto covalente

Estado físico

Puntos de fusión Alto/bajo

Puntos de ebullición Altos/bajos

Solubilidad en agua Alta/baja

Solubilidad en solventes no polares Alta/baja

Conductividad eléctrica cuando están disueltos en agua Conducen / no conducen

Clasifique a las siguientes sustancias como compuestos iónicos o covalentes según las características que aparecen en la siguiente tabla:

CARACTERISTICAS

CLASIFICACION IONICO

/COVALENTE

a. Compuesto lÍquido, insoluble en agua pero soluble en solventes polares y no conduce la electricidad.

b. Sustancia sólida, soluble en agua, conduce la electricidad, punto de fusión alto.

c. Sustancia liquida, inflamable, no conduce la electricidad

Complete la siguiente tabla indicando lo que solicita de las sustancias siguientes:

SUSTANCIAS SUS SOLUCIONES CONDUCEN

LA ELECTRICIDAD SI / NO

SUS PUNTOS DE FUSION SON ALTO / BAJO

a. CaCl2

b. CH4

c. KCl

27

VI. Escriba la estructura de Lewis para los siguientes elementos

ELEMENTO ESTRUCTURA

DE LEWIS ELEMENTO ESTRUCTURA DE LEWIS.

Br2

Al

Mg

K

P

C

VII. QUIMICA Y SALUD. Complete el siguiente cuadro utilizando la tabla 5.3 de su libro de texto.

*Enumere sólo uno.

ION UBICACIÓN FUNCIÓN

PROBLEMAS que

ocasiona su

deficiencia *

Problemas que

ocasiona su

exceso*

Na+

K +

Ca +2

Mg +2

Cl -

Fe +2

VIII. Resuelva los ejercicios 5.91,5.97, 5.115. IX. ELABORE UN MAPA CONCEPTUAL CON EL CONTENIDO DE LA SEMANA.

28


GUIA DE ESTUDIO 2020

SEMANA 3

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Elaborado por: Licda. Corina Marroquín Orellana ESTRUCTURA DE LEWIS: Escribir una estructura de Lewis, es útil para terminar de comprender en dónde se encuentran los electrones en las moléculas. Al escribirlas, se debe de tratar en lo posible que todos los átomos cumplan con la regla del octeto (8 electrones en su última capa de valencia). PASOS PARA ESCRIBIR ESTRUCTURAS DE LEWIS:

1. Escriba una estructura base colocando un átomo central. Los átomos centrales más comunes son C, N, P, S y ocasionalmente O, en general es el átomo menos electronegativo. El Hidrógeno nunca puede ser átomo central.

2. Sume los electrones de valencia de cada uno de los átomos que forman la molécula 3. Coloque los electrones por pares, dentro de la estructura base.

(ENLACES SIMPLES) 4. Si el átomo central no completa el octeto con la formación de enlaces de simples, deben

formarse ENLACES DOBLES O TRIPLES.

Use Estructuras de Lewis o Electrón Punto para resolver el siguiente cuadro. Utilice colores distintos para indicar los electrones de cada tipo de enlace.

No. Compuesto Total de

electrones de Valencia

ESTRUCUTURA DE LEWIS

-No. De enlaces. -Tipos de enlace. -Señale con un círculo o flecha.

1 Cl2 2x2=14

1 covalente simple.

2 CO2

29

3 HNO3

4 NaHCO3

5

H2CO3

6 H2SO4

7

H3PO4

30

8

HClO4

9 NaNO3

10 KClO3

11 Na2SO4

12 K2SO3

31

13 KNO3

14 NaCl

ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA IONES POLIATOMICOS.

No. Compuesto Total de

electrones de Valencia

ESTRUCUTURA DE LEWIS

No. De enlaces. Tipos de enlace.

Señale con un círculo o flecha.

1

PO4-3

2

SO4-2

3

ClO4-

4

CO3-2

32

5

NH4+

6

NO3-

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

1. OCTETO EXPANDIDO: Cuando hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Esto ocurre cuando el átomo central no metálico es del tercer periodo o superior de la tabla periódica.

2. OCTETO INCOMPLETO: Cuando hay menos de ocho electrones alrededor del átomo central. Se da con mayor frecuencia en compuestos del Boro y Berilio. Ejemplo: BeCl2

donde al berilio le quedan 4 electrones de valencia alrededor.

33

Use Estructura de Lewis o Electrón Punto para resolver el siguiente cuadro:

No. COMPUESTO TOTAL DE

ELECTRONES DE VALENCIA

ESTRUCTURA DE LEWIS RESPONDA

INCOMPLETO O EXPANDIDO.

1 PCl5

2 NO

3 H3BO3

4 SF6

5 BCl3

FUERZAS INTERMOLECULARES

Son llamadas también FUERZAS DE VAN DER WAALS, son atracciones que se presentan entre las moléculas. Son más débiles que las fuerzas intramoleculares (enlaces covalentes polares, apolares y iónicos), pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares. Las fuerzas intermoleculares de más fuertes a más débiles son:

PUENTES DE HIDROGENO Ocurre cuando un átomo de H, está unido O, F, N, son las más fuertes. H2O, NH3 , HF.

ATRACCIONES DIPOLO-DIPOLO Ocurre entre moléculas polares. HCL, SO2.

FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE LONDON Se da entre moléculas no polares. N2 , I2

34

1. Tomando en cuenta toda la teoría del enlace químico estudiada, ordene de mayor a menor cada uno

de los siguientes enlaces o atracciones de acuerdo a la intensidad de atracción entre dos átomos: Tabla 5.17

a) Enlace covalente b) Fuerzas de dispersión c) Puentes de hidrógeno d) Enlace iónico e) Atracciones dipolo-dipolo

_________ _________ _________ _________ _________

Mayor menor

2. Complete el siguiente cuadro según lo que se le pide

No. COMPUESTO O

ELEMENTO DIATÓMICO

Diferencia de electronegatividad ENLACE:

Covalente polar Covalente apolar

Puente de hidrógeno

PRINCIPAL FUERZA INTERMOLECULAR

PRESENTE

1 I2

2 HI

3 HBr

4 H2O

5 Br2

6 HCl

7 NH3

8 SiH4

9 PCl3

10 HF

ESQUEMAS DE FUERZAS INTERMOLECULARES.

Video de apoyo: https://www.youtube.com/watch?v=LNHHoebqUew

Elabore un mapa conceptual con el contenido de la semana.

ADN

https://www.youtube.com/watch?v=LNHHoebqUew

35



SEMANA 4

REACCION Y ECUACIÓN QUIMICA Elaborado por: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

Lea del capítulo 6 del libro de texto 1. Relacione la columna de la izquierda con los conceptos de la columna de la derecha

A. Coeficiente Sustancia formada como resultado de

una reacción química

B. ↓ o (s) al pie de uno de los productos

Representación de una reacción química que indica reactivos, productos y coeficientes

C. Reacción química Proceso mediante el cual tiene lugar

un cambio químico

D. ↑ o (g) al pie de uno de los productos

Reacción química en la que los reactivos se unen para formar un solo producto

E. Producto Símbolo que indica que el producto es

un precipitado

F. Reacción de doble sustitución

G. Ecuación química

Número entero colocado antes de las fórmulas para balancear el número de átomos o moles de cada elemento en ambos lados de una ecuación química

H.

Símbolo que indica que el producto es gas

I.

Reacción en la que un elemento sustituye a otro elemento en un compuesto

36

MANIFESTACIONES QUIMICAS

2. De la tabla 6.1 de su libro de texto indique los tipos de evidencia visible de una reacción

química: 2.1___________________________________

2.2___________________________________

2.3___________________________________

2.4___________________________________

3. ¿Qué manifestación esperaría observar en las siguientes reacciones?

ECUACIÓN MANIFESTACION

a.

b.

c.

PARTES DE UNA ECUACION QUIMICA

4. En las siguientes ecuaciones químicas indique el significado o nombre de lo que señala la flecha.

4.1

A. _____________________________

B. _____________________________

C. _____________________________

D. ___________________________________

E. ___________________________________

F. ___________________________________

4.2

A. _____________________________

B. _____________________________

C. _____________________________

D. ___________________________________

E. __________________________________

B

37

6. Clasifique las siguientes ecuaciones químicas como Reacciones reversibles o

irreversibles:

ECUACION QUIMICA

REACCION REVERSIBLE O IRREVERSIBLE

a.

b. 2 Al (s) + 3 ZnO(s) Al2O3(s) + 3 Zn (s)

c. CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)

d. FeO(s) + CO (g) Fe (s) + CO2(g)

BALANCEO POR TANTEO

Puede usar el siguiente orden para balancear los elementos por tanteo:

1) Metales 2) No metales 3) Hidrógeno y 4) Oxígeno.

7. Balancee las siguientes ecuaciones,

ECUACION

Coeficientes que balancean la

ecuación

a. Zn + AgCl ZnCl2 + Ag

b. NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O

c. K2SO4 + BaCl2 BaSO4 + KCl

d. Na3PO4 + Pb(NO3)2 NaNO3 + Pb3(PO4)2

e. FeCl3 + NH4NO3 Fe(NO3)3 + NH4Cl

f. SO2 + H2O H2S + O2

g. Al (s) + Br2 (g) AlBr3 (s)

h. (NH4) 2CO3 (ac) + CaCl2 (ac) NH4Cl(ac) + CaCO3(s)

i. HNO3 (ac) + Ba(OH)2 (ac) Ba(NO3)2 (ac) + H2O (l)

j. KClO3 (s) KCl(s) + O2 (g)

38

NUMERO DE OXIDACION Algunas reglas para la Asignación de números de oxidación:

ELEMENTO: Un átomo en el estado elemental tiene un número de oxidación cero (0). Ejemplo: Cobre, Cu tiene un número de oxidación igual a Cu0

Un diatomico tienen un número de oxidaión de cero (0). Ejemplo : Bromo, Br2, tiene un numero de oxidación igual a Br0

ION MONOATÓMICO: El número de oxidación es igual a su carga iónica. Ejemplo: Ion aluminio, Al+3 tiene un número de oxidación igual a +3

8. Indique el número de oxidación de elementos e iones monoatómicos:

Elementos

Número de

oxidación

Iones mono

Atómicos

Número de

oxidación

Elementos diatómicos

Número de

oxidación

a. Ba h) Pb+2 i) Cl2

b. Cl i) Cl- j) N2

c. Pb j) Cu+1 k) F2

d. Cu k) O-2 l) H2

e. Al l) Mg+3 m) I2

f. Ca m) Ba+2 n) O2

g. S n) S-2 ñ) Br2

COMPUESTO: La suma de los números de oxidación de los átomos es igual a cero (0).

Ejemplo: Dióxido de carbono, CO2

a. b. c. d.

Los Números de oxidación son: C: +4 y O: -2

ION POLIATÓMICO: La suma de los números de oxidación es igual a la carga del ion.

Ejemplo: Fosfato, PO4 -3

a. b. c. d.

Los Números de oxidación son: P: + 5 y O: -2

39

9. Indique el número de oxidación de compuestos e iones poliatómicos:

COMPUESTOS Número de oxidación

IONES

POLIATOMICOS Número de oxidación

a. KCl K:

Cl: k) OH- O:

H:

b. NH3 N:

H: l) SO4

-2 S:

O:

c. CaO Ca:

O: m) NO3

- N:

O:

d. H2O2 H:

O: n) NH4

+ N:

H:

e. Al(NO3)3

Al:

N:

O:

o) CO3-2

C:

O:

f. Ba3(PO4)2 Ba:

P:

O:

p) CrO4-2

Cr:

O:

g. CuSO4 Cu::

S

O :

q) MnO4-

Mn:

O:

h. CaCO3 Ca:

C:

O:

r) HPO4-2

H:

P:

O:

i. K2Cr2O7 K:

Cr:

O :

s) HCO3-

H:

C:

O:

j. NaHCO3

Na:

H:

C:

O:

t) Cr2O7-2

Cr:

O:

40

10. Lea La química y la salud “Esmog y la salud” y identifique la palabra a que se refiere los

siguientes incisos y búsquelos en la siguiente sopa de letras

a. Esmog que necesita luz solar para iniciar reacciones que producen contaminantes.

b. Esmog que se produce en áreas donde se quema carbón que contiene azufre y

emite dióxido de azufre

c. Sustancia que en la estratosfera protege de la radiación ultravioleta que proviene del

sol.

d. Sustancia que se forma cuando el SO3 se combina con el agua.

e. Se produce cuando la lluvia absorbe el ácido sulfúrico

f. Que otro nombre recibe el esmog industrial

g. Nombre del elemento químico que forma el ozono

11. Elabore en una hoja adicional un mapa conceptual del tema “Reacción y ecuación

química”

41

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MEDICAS CUM UNIDAD DIDACTICA QUIMICA, PRIMER AÑO


SEMANA 5

REACCION REDOX Elaborado por: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

Lea el capítulo 6 de libro de texto 1. Identifique la palabra a que se refiere los siguientes incisos y búsquelos en la siguiente sopa de

letras

- Perdida de electrones

en una sustancia. - Ganancia de electrones

por parte de una sustancia

- Sustancia que se

reduce y produce la oxidación

- Sustancia que se oxida

y produce la reducción - Números que

balancean la ecuación - Reacciones químicas

en donde hay perdida y ganancia de electrones

- Número que representa

el número de electrones que el átomo aporta para la formación de compuestos

- Ecuaciones en donde hay ganancia y perdida de electrones

42

2. Identifique cuáles de las siguientes reacciones son redox y complete el cuadro

Reacciones REDOX

SI / NO

Si es REDOX, escriba los elementos que cambiaron su número de oxidación

a.

b.

c.

d.

e.

3. Encierre en un CIRCULO ROJO al AGENTE OXIDANTE y en un CIRCULO AZUL al AGENTE

REDUCTOR en las siguientes ecuaciones:

a.

b.

c.

EJEMPLO PARA BALANCEAR CON EL NUMERO DE OXIDACION (REDOX)

Ecuación:

Paso 1:

Asigne los numero de oxidación de los elementos

Paso 2:

Disminuye el número de oxidación, se REDUCE, GANA 3 electrones

Aumenta el número de oxidación, se OXIDA, PIERDE 2 electrones

43

Paso 3: a. Cruce los valores numéricos

b. Multiplique por los electrones N:

S:

2

3

(3e-)

(2e-)

= 6 e- ganados

= 6 e- perdidos

En este paso se balancea los elementos que se oxidan y reducen.

Se balancea con 2 N que ganan 3 e- cada uno y 3 S que pierden 2 electrones cada uno.

Paso 4: Coloque los coeficientes para los elementos N y S

Paso 5: Complete el balanceo del resto de elementos con “Balanceo por tanteo”

Paso 6 Cuando la ecuación eta ya balanceada revise si se pueden simplificar los coeficientes

Ahora encuentre el Total de electrones transferidos.

“El número total de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo”.

AHORA YA PUEDE LLENAR LO QUE SE LE SOLICITA:

ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

S N

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

HNO3 H2S

COEFICIENTES

QUE BALANCEAN

LA ECUACION

ELECTRONES TRANSFERIDOS

2,3,2,3,4 6 e-

44

4. Balancee las siguientes ecuaciones y complete lo solicitado

ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES QUE

BALANCEAN LA ECUACION


ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES QUE



ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES QUE



a.

b.

c.

45

d. ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES QUE



ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES QUE



ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES

QUE BALANCEAN LA

ECUACION


e.

f.

46

g. ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES QUE



h. ELEMENTO QUE SE :

OXIDA REDUCE

AGENTE

OXIDANTE REDUCTOR

COEFICIENTES QUE BALANCE

AN LA ECUACION


47

REACCIONES ORGANICAS DE OXIDO-REDUCCION

OXIDACIÓN: Hay un INCREMENTO en la proporción de OXÍGENOS en el producto orgánico de la reacción ó la DISMINUCIÓN en proporción de HIDRÓGENOS respecto al reactivo. Ejemplos: A. B.

REDUCCIÓN Hay un INCREMENTO en la proporción de HIDROGENOS en el producto orgánico de la reacción o una DISMINUCIÓN en proporción de OXÍGENOS respecto al reactivo. Ejemplos A. B.

REACCIONES

ORGANICAS

REDOX

6 hidrógenos 1 oxígeno

6 hidrógenos 2 oxígenos

AUMENTA PROPORCION DE OXIGENOS OXIDACION

OXIDACION



DISMINUYO PROPORCION DE

HIDROGENOS

OXIDACION

8 Hidrógenos

HIDROGENOShidrógenos

10Hidrogenoss hidrógenos

AUMENTA PROPORCION DE

HIDROGENOS

REDUCCION

2 Oxígenos

1 Oxígenos

DISMINUYE LA PROPORCION DE OXIGENOS

REDUCCION

48

EJEMPLO DE UNA

REACCION BIOLOGICA

REDOX

5. Indique si si se oxida o se reduce el reactivo subrayado, observe su producto en las siguientes reacciones

No. REACCION SE OXIDA / REDUCE GANA O PIERDE

HIDROGENOS U OXIGENOS

a. C18H32O2 →C18H36O2

b. C4H6O4→ C4H4O4

d. CH3OH → H2 CO + 2H

e. CH4+ O2→CO2 + 2H2O

REACCION SE OXIDA / SE REDUCE

GANA O PIERDE

HIDROGENOS U OXIGENOS

a.

b.

c.

d.

e.

f.

6. Elabore en una hoja adicional un mapa conceptual sobre: ”Ecuaciones Redox”

49

7. Lea: “Peróxido de hidrógeno: un agente oxidante en el hogar y la industria” e indique si las

afirmaciones son verdaderas o falsas.

PEROXIDO DE HIDROGENO: UN AGENTE OXIDANTE EN EL HOGAR Y LA INDUSTRIA El peróxido de hidrógeno es un importante agente oxidante que se utiliza en el hogar y en la industria. Durante las reacciones se reduce a productos que no dañan el ambiente. Es frecuente el uso de soluciones acuosas de peróxido de hidrógeno al 3% como antiséptico local en cortaduras y heridas leves, y también como blanqueador. Los productos comerciales para decolorar el cabello también contienen peróxido de hidrógeno se descompone en agua y oxígeno gaseoso. El platino metálico, el dióxido de manganeso, MnO2, los iones yoduro I -, y ciertas enzimas catalizan esta reacción de

descomposición. Cuando se utiliza H2O2 para limpiar una herida, se observa que se forma espuma debido a su descomposición que es muy vigorosa en virtud del efecto catalítico de una enzima de la sangre. La industria produce cada año cientos de miles de toneladas de peróxido de hidrógeno, el cual se utiliza para limpiar pulpa de papel, productos textiles, harina, cuero y pelo. También se emplea en los sistemas municipales de tratamiento de agua y en la fabricación de productos químicos que se utilizan en polímeros, medicamentos y otros productos. El peróxido de hidrogeno puro es un líquido inestable cuya densidad es de 1.47 g/cm3 a 0°C. La descomposición del peróxido de hidrógeno se aprovecha para suministrar oxígeno a ciertas aeronaves y en el control de la posición de los vehículos espaciales. La estabilidad de las soluciones de peróxido de hidrógeno varia con la concentración. En la tabla adjunta se indica la concentración de peróxido de hidrógeno que se emplean con diversos fines.

Usos de peróxidos de hidrógeno de diversas concentraciones

Concentración de H2O2

Usos

3% Antiséptico

6% Decolorante del cabello

30% Agente oxidante en el laboratorio y la industria

86% o mas Agente oxidante fuerte: oxidantes de combustible para cohetes

El avión F-104 utiliza queroseno y peróxido de hidrógeno. La etapa superior del cohete Saturno emplea H2O2. El peróxido de hidrógeno se usó también para impulsar el lanzamiento de los cohetes alemanes V-1 de la Segunda Guerra Mundial, conocidos como bombas voladoras Tomado de: Burns R. Fundamentos de QUIMICA, Pearson Educación, cuarta edición. Química en acción, Página 519.

El avión F-104 utiliza como combustible queroseno y peróxido de hidrógeno. La etapa superior del cohete Saturno emplea H2O2. El peróxido de hidrógeno se utilizó también para impulsar el lanzamiento de los cohetes alemanes V-1 de la segunda guerra mundial conocidos como bombas voladoras

2 H2O2 (ac) 2 H2O (l) + O2 (g)

catalizador

50

RESPUESTAS

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA, USAC

AFIRMACION V / F a. El peróxido de hidrogeno es un importante agente

reductor que se emplea en el hogar y la industria

b. Durante las reacciones sus productos no dañan el ambiente

c. Es frecuente el uso de soluciones acuosas de peróxido de hidrógeno al 3% como antiséptico local en cortaduras y heridas leves,

d. Cuando se utiliza H2O2 para limpiar una herida se forma espuma debido a su descomposición por el efecto catalítico de una enzima de la sangre

e. La estabilidad de las soluciones de peróxido de hidrogeno no varia según su concentración

f- El H2O2 es usado como oxidante de combustibles para cohetes

4.

51

CENTRO UNIVERSITARIO DE SAN MARCOS, CUSAM CARRERA DE MEDICO Y CIRUJANO UNIDAD DIDÁCTICA QUÍMICA, PRIMER AÑO


SEMANA 6

ESTEQUIOMETRIA

Elaborado por: Edda Sofía Tobías de Rodríguez

Lea el capítulo del libro de texto

I. Conceptos de Estequiometría

1. Relacione los términos de la izquierda con las descripciones de la derecha colocando la letra que corresponda dentro del paréntesis.

a. Mol ( ) Número de objetos en un mol, igual a 6.02 X1023.

b. Milimol ( ) La masa total de todos los reactivos

debe ser igual a la masa total de todos los

productos.

c. Estequiometria ( ) Establece que un compuesto dado siempre

contiene los mismos elementos en la misma

proporción de masa.

d. Ley de las Proporciones Definidas

( ) Grupo de átomos, moléculas o unidades fórmula

que contiene 6.02 x 1023 de estas partículas.

e. Masa Molar ( ) La milésima parte de un mol.

f. Número de Avogadro ( ) La masa en gramos de 1 mol de un elemento

numéricamente igual a su masa atómica.

g. Ley de la Conservación de la Materia

( ) Parte de la química que se encarga de estudiar

la relación entre las cantidades de sustancias

consumidas y producidas en las reacciones

químicas.

II. CÁLCULOS DE NÚMERO DE AVOGADRO

2. Utilice el número de Avogadro para resolver lo siguiente:

a. Calcule el número de átomos de Fe que hay en 5 moles de Fe

b. ¿Cuántas moles de CO2 hay en 5.6x1024 moléculas de CO2 ?

52

c. ¿Cuántos moles de Ag hay en 3.5 x1021 átomos de Ag?

III. CÁLCULOS DE COMPOSICIÓN PORCENTUAL

3. Calcule el Porcentaje de composición de cada elemento en los siguientes compuestos:

Compuesto Calculo del Porcentaje de composición % de

composición

a. CaCl2

%Ca=

%Cl=

b. H2SO4

%H=

%S=

%O=

c. Al(OH)3

%O=

d. Ca3(PO4)2

%Ca=

%P=

%O=

e. C6H12O6

%C=

%O=

53

IV. CALCULO DE MOLES Y MILIMOLES 4. Calcule el número de moles y milimoles de los siguientes compuestos:

Cantidad de

compuesto # moles # milimoles

a. 48 g CaCO3

b. 225 g H2O

c. 62 g Na2SO4

d. 72 g Al(OH)3

V. CÁLCULOS UTILIZANDO RELACION MOLAR

En cualquier reacción química la cantidad total de materia en los reactivos es igual a la cantidad total de materia en los productos. Por tanto, la masa total de todos los reactivos debe ser igual a la masa total de todos los productos. Esto porque se cumple con la Ley de la conservación de la materia. En las ecuaciones químicas para cumplir con la Ley de la conservación de la materia la ecuación debe estar balanceada. De la siguiente ecuación: Podemos encontrar las siguientes relaciones molares:

NO se tienen que utilizar todas las relaciones molares, solo se utiliza la que sirva para resolver el problema.

54

Ejemplo: Según la ecuación anterior

¿Cuántos gramos de O2 se necesitan para reaccionar con 13.6 gramos de NH3? a. La información que tenemos es la siguiente:

b. Los gramos de NH3 (13.6 g)

c. La ecuación balanceada

d. La relación molar de la ecuación balanceada nos da información en número de moles de

reactivos y productos

e. Entonces es necesario convertir los 13. 6 g de NH3 a moles

f. 1 mol de cualquier sustancia es igual al peso molecular expresado en gramos. Entonces:

1 mol de NH3 = 17.03 g

g. Ahora ya tenemos el dato en moles (0.80 moles NH3) ya podemos hacer uso de la

relación molar

h. De todas las relaciones molares que encontramos de la ecuación balanceada,

utilizaremos la que nos permita convertir los moles de NH3 a moles de O2

La relación molar que tenemos que utilizar es:

i. Utilizando la relación molar anterior convertiremos los moles de NH3 a moles de O2

j. Ahora ya tenemos el número de moles de O2 (0.6 moles O2 ) que reaccionaron con los

13. 6 g de NH3.

k. El siguiente paso es convertir los 0.6 moles de O2 a gramos de O2 y esto lo haremos

sabiendo que un mol de cualquier sustancia es igual a su peso molecular

1 mol O2 = 32 g O2 Entonces:

55

5. Escriba las posibles relaciones molares de la siguiente ecuación:

Cl2O3 + H2O → 2HClO2 A B C

D E F

6. ¿Cuántos moles de HClO2 se obtendrán a partir de 3.8 moles de Cl2O3?

Relaciòn Molar Cálculos

Moles de HClO2 _____________________

7. ¿Cuántos moles de H2O son necesarios para obtener 5.4 de moles de HClO2 ?


Moles de H2O _____________________

56

8. Utilice la siguiente ecuación para responder lo siguiente:

2Fe + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2

a. ¿Cuántos moles de Fe2(SO4)3 se obtendrán a partir de 7.5 moles de Fe?


Moles de Fe2(SO4)3 _____________________

b. ¿Cuántos gramos de Fe2(SO4)3 se obtendrán a partir de 119 gramos de Fe?


Gramos de Fe2(SO4)3 _____________________

9. Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando el NaN3 se descompone

rápidamente en sus elementos constituyentes

a. ¿Cuántos moles de N2 se producen por la descomposición de 7.2 moles NaN3?

b. ¿Cuántos gramos de NaN3 se requieren para formar 49 g de Na ?

10. El hidróxido de litio solido se utiliza en vehículos espaciales para eliminar el dióxido de

carbono que exhalan los astronautas según la siguiente reacción:

NaN3 Na + N2

LiOH + CO2 Li2CO3 + H2O

57

a. ¿Cuántos gramos de CO2 puede absorber 12 gramos de hidróxido de litio?

b. ¿Cuántos moles de Li2CO3 se producen cuando reaccionan 77 g de LiOH?

11. El principio activo de la Aspirina es el ácido acetilsalicílico (C9H8O4), cada tableta para

adulto contiene 500 mg de ácido acetilsalicílico.

a. ¿Cuántas moles de ácido acetilsalicílico hay en cada tableta?

b. ¿Cuántos miligramos de ácido acetilsalicílico hay en 3 moles de ácido acetilsalicílico?

c. ¿A cuántas tabletas para adulto son equivalentes los 3 moles ácido acetilsalicílico?

d. ¿Cuántas moléculas de ácido acetilsalicílico hay en cada tableta aspirina para adulto?

12. A un paciente su médico le recetó Aleve liqui-gels (principio activo naproxeno) 2

cápsulas de gel suave cada 8 horas. Cada cápsula de gel suave contiene 200 mg de

naproxeno (C14H14O3) ¿Cuántos milimoles de naproxeno toma el paciente al día?

13. Por combustión del gas pentano (C5H12) se forman 50 g de vapor de agua. Calcule la

masa de gas pentano que se necesita.

C5H12(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)

58

14. Por combustión del gas propano (C3H8) se forman 120 moles de dióxido de carbono.

Calcule la masa de gas propano que se necesita. Sol: 1760 g.

C3H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)

15. El aceite de cinamon, obtenido de las ramas y hojas de árboles de canela que crecen en

las zonas tropicales, se utiliza en la producción de perfumes y cosméticos. Su

constituyente principal es el aldehído cinámico, C9H8O, sin embargo una concentración

elevada de éste ocasiona severas irritaciones en la piel, por lo que las concentraciones

presentes en los perfumes deben ser bajas. Con la finalidad de evitar irritaciones en la

piel se buscó un derivado del aldehído cinámico, de fórmula C9H10O, con propiedades

similares, pero que no causa irritaciones a la piel. Éste se prepara haciendo reaccionar

aldehído cinámico, C9H8O, con hidrógeno gaseoso, H2, según la reacción:

C9H8O(ac) + H2(g) → C9H10O(ac)

¿Cuántos gramos del derivado de aldehído cinámico se pueden obtener con 532g de aldehído cinámico?

16. El mármol (está formado principalmente por CaCO3) reacciona con el ácido clorhídrico y se obtiene cloruro de calcio, agua y dióxido de carbono (escriba la ecuación). Si se hacen reaccionar 20 g de mármol con una cantidad suficiente de ácido, calcule la masa de cloruro de calcio que se forma.

59

17. Elabore los siguientes ejercicios del libro de texto, páginas 250-252 y revise los

resultados.

Ejercicio # Cálculos y Resultado

6.91 a.

b.

c.

6.93 a.

b.

c.

d.

6.101 a.

b.

c.

d.

6.109 a.

b.

60

6.113 a.

b.

c.

d.

18. En una Hoja adjunta realice un Mapa conceptual del contenido de la semana.

RESPUESTAS

2. a. 3.01x1024átomos de Fe 9. a. Moles de N2 =10.8

b. 9.3 moles de CO2 b. Moles de NaN3=138.47

c. 5.8x10-3 moles de Ag 10. a. gramos de CO2 =11.02

3. a. % Ca= 36.06 % Cl= 63.93 b. moles de Li2CO3

b. %H= 2.04 ; %S=32.65% ;

%O=65.30

11. a. moles de ácido acetilsalicílico=

2.77X10-3

c. %O=61.55 b. 5.4X105 mg de ácido acetil

salicílico

d. % Ca=38.72 ; % P=19.98 ;

%O=41.28

c. 1,080 tabletas

e. % C=40.01 ; %O=53.31 d. 1.67x1021 moléculas de

ácido acetilsalicílico

4. a. 0.479 mol / 479 mmol 12. 5.21 moles de naproxeno

b. 12.5 mol / 12,500 mmol 13. 33.33 g de pentano

c. 0.436 mol / 436 mmol 14. 1760 g de propano

d. 0.923 mol / 923.66 mmol 15. 540 g del derivado de

aldehído cinámico

6. Moles de HClO2=7.6 16. 22.18 g de CaCl2

7. Moles de H2O =2.7

8. a. Moles de Fe2(SO4)3 =3.75

b. Gramos de Fe2(SO4)3=425.74

61



SEMANA 7

AGUA Y SOLUCIONES Elaborado por: Isabel Fratti de Del Cid

1. Lea detenidamente las paginas 56-58 del libro de texto y responda: 1.1 Defina mezcla

1.2 Complete los cuadros:

Defina mezcla Homogénea Defina Mezcla heterogénea

De tres ejemplos de mezclas:

Homogéneas

Heterogéneas

1.3 En base a lo estudiado clasifique las siguientes mezclas en el cuadro de abajo: Aire, Gasolina, Sudor,

Oro de 14 quilates presente en joyas, lágrimas, vómito, piso de granito, Orina (en condiciones no patológicas sin considerar células epiteliales presentes), Limonada, Agua mineral embotellada, Horchata,

Heces fecales

Mezcla homogénea Mezcla Heterogénea

62

2. Lea capítulo 8, use información dada en clase e indique si las afirmaciones son verdaderas

(V) o falsas (F)

AFIRMACION V / F

a. Solutos y solventes pueden ser sólidos, líquidos o gases.

b. Una solución es una mezcla heterogénea

d. Una solución tiene el mismo estado físico que el soluto

e. La solubilidad de la mayoría de sólidos en agua aumenta a medida que la

temperatura aumenta

f. la solubilidad de un gas en agua disminuye a medida que la temperatura

aumenta.

g. Según la ley de Henry la solubilidad de un gas en un líquido es

directamente proporcional a la presión de dicho gas sobre el líquido.

h. La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en

100 g agua a una temperatura dada.

3. Observe el siguiente esquema. Una mezcla contiene dos fases. Fase 1 contiene: Cloroformo, (NO POLAR) con densidad de 1.49 g/mL, más denso que el agua, se halla en el fondo. Fase 2: contiene agua (POLAR) con densidad 1 g/mL al ser menos densa, se halla la fase superior. Marque con una “x” en qué fase se disolverán las siguientes sustancias, y Explique por qué.

4. Haga un esquema que muestre como se disuelve en agua una sustancia iónica. Ej: CaSO4 . El CaSO4 se disocia en cationes Ca +2 y aniones sulfato SO4

-2 . Use figura 8.2 como referencia y pinte de color morado el catión y color verde para el anión.

Ej: CaSO4 . El CaSO4 se disocia en cationes Ca +2 y aniones sulfato SO4

-2 . Use figura 8.2 como referencia y color morado para el catión y color verde para el anión.

5. Lo siguiente “ es la cantidad máxima de soluto que se disuelve en 100g de solvente a una temperatura dada.” Corresponde a la definición de: _______________________.

6. Observe la figura 8.4 en su libro y responda:

SUSTANCIA

S

FASE

1 2 Explique porque.

Hexano (no polar

CaCl2.

(Iónico)

Gasolina (no

polar)

I2 (no polar)

Azúcar

(polar)

Fase 1

Fase 2

63

a. Sustancia que presenta el mayor incremento de la solubilidad al incrementar la temperatura.? ________________.

b. Sustancia que no varia significativamente susolubilidad al incrementar la temperatura.?________________.

c. Las sustancias descritas en la figura 8.4, son sólidas, se puede concluir en términos generales, que los sólidos (aumentan / disminuyen)_______________, su solubilidad al aumentar la temperatura.

7. La ley de Henry afirma que:_____________________________________________ __________________________________________________________________

8. En base a ésta ley, afirmamos que: La solubilidad de un gas en un liquido( Aumenta / Disminuye)_________________ al dismimuir la presión. Al destapar una Coca Cola, (Disminuye / Aumenta) _____________ la presión del gas sobre el líquido. Por lo tanto la solubilidad del gas en el líquido ( Aumenta / Disminuye): ___________________.

9. A continuación se le dan los componentes y cantidades de sustancias presentes en las

siguientes mezclas. Con la información llene el cuadro. Componentes y cantidades de la mezcla

El soluto es El solvente es El estado fisico final de la solución. Gas, líquido, solido.

200mL de agua y 10 mL de acetona.

0.25 L de O2 (g)y O.75L de N2(g)

12 g de azucar en un vaso de agua.

40g de Hierro y 15 g de Cobre

10. Lea la sección 1.2 para resolver los siguientes ejercicios:

Defina Densidad Defina Densidad Relativa

11. Observe elsiguiente esquema y responda:

Qué número de cubo presenta: a. Mayor densidad que el agua:____________ b. ½ de la densidad del agua c. Igual densidad que el agua._________

Densidad de DIMENSIONALES más

usadas

Líquidos g/mL,

Sólidos g/cm3

Gases g/L

64

12. Una muestra de alcohol etílico tiene una densidad de 0.785 g /mL y un volumen de 56 mL.

¿Cuál es la masa de la muestra?

13. Una muestra de acetona, tiene una masa de 195 g y una densidad de 0.792 g/mL ¿Cuál

será su volumen?

14. ¿Cuál es la densidad (g /mL) de una muestra de 50 mL de orina de un paciente con

insuficiencia renal la muestra de orina tiene una masa de 51.85g? Responda si la orina del

paciente está dentro del rango normal.

(Rango normal de la densidad de la orina es 1.015 – 1.025 g/mL).

15. Una esfera de metal, pesa 1.5 g y posee 0.8cm de diámetro: Calcule:

Volumen de la esfera:

V= 4/3 r3

Densidad de la esfera Se Hunde o Flota

en el agua?

16. Resuelva el ejercicio 1.79 de su libro de texto y vea respuesta en página 46.

17. Use la siguiente tabla para responder los ejercicios del cuadro y utilice los términos

aproximados de solubilidad para cada mezcla.

Solubilidad del soluto (g soluto/100g de

H2O)

Termino aproximados de solubilidad

Menos de 0.1 Insoluble

0.1-1 Ligeramente soluble

1-10 Soluble

Más de 10 Muy soluble

Solubilidades a 20 °C Ligeramente

soluble Soluble

Muy soluble

Insoluble

Ácido Acetil Salicílico ( Aspirina) 0.25g/100 g H2O X

Oxígeno, O2, 4.3x10-3 g / 100 g H2O

Sulfato de cobre (II) 20.7 g/100 g H2O

Sulfato de Bario 0.000285 g en 100 g H2O

Hidróxido de Calcio 0.185 g en 100 g H2O

KNO3 38 g /100 g H2O

65

18.Con la información de la siguiente tabla, llene el cuadro de abajo.: “Solubilidad de los compuestos

iónicos sólidos en agua pura”,

Sustancia Soluble

(S) Insoluble

(I)

Se Descompone

(D)

No existe como compuesto iónico

(N)

K2CO3 X

Ca3(PO4)2

CuSO4

MgS

AgCl

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

19.Con lecturas de su libro e información de la teoría recibida. Responda

FACTOR Si se

La solubilidad AUMENTA

/DISMINUYE, NO AFECTA

AREA SUPERFICIAL ( solutos sólidos)

Disminuye

Aumenta

PRESION (Soluto solido en liquido)

Disminuye

Aumenta

TEMPERATURA (Solutos solidos)

Disminuye

Aumenta

FACTOR Si se

La solubilidad

AUMENTA /DISMINUYE, NO AFECTA

PRESION Soluto gas en líquido

Disminuye

Aumenta

TEMPERATURA Soluto gas en liquido

Disminuye

Aumenta

*S: es soluble en agua; P: parcialmente soluble en agua; I: insoluble en agua; D: se descompone; N: no existe como sólido Iónico

66

20. Lea la sección La química en la Salud: “Agua en el cuerpo” y responda:

Información: % a que corresponde.

% de agua posee un adulto promedio

% de agua de un bebe promedio

% del agua corporal contenida como líquido intracelular

% de agua corporal contenido en líquidos extracelulares

Que rango de %de perdida de líquido corporal constituye una deshidratación grave para un bebe

21.Con la información de la tabla 8.2. Enumere: 2 verduras, 2 frutos, 2 carnes, 2 productos

lácteos que poseen el mayor % de agua en masa.

Verduras Frutos Carnes Productos lácteos

22.¿Cuántos mL diarios pierde una persona por riñones, piel, pulmones, aparato digestivo? ._________________________. 23. Enumere dos líquidos extracelulares:_________________ y __________________. ¿Qué materiales transportan? ______________________ y ___________________ Elabore un Mapa conceptual sobre el tema “Soluciones”

Respuestas 12 :43.96g 13: 246.21 mL 14: 1.037 g /mL 15: V=.268 cm3, d= 5.60 g / cm3

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DOCUMENTO DE APOYO

SEMANA 7

EL AGUA Elaborado por: Licda. Isabel Fratti de Del Cid

El agua es el compuesto químico más abundante en nuestro planeta, es esencial para la supervivencia de todas las formas de vida, cubre aproximadamente el 75% de la superficie de la corteza terrestre. Es el principal componente del cuerpo humano. Aproximadamente un adulto joven posee un 60-70 % (el porcentaje es menor en mujeres ya que éstas poseen más grasa corporal y menos masa muscular) y el hombre no puede estar sin beberla más de cinco o seis días ya que esto podría poner en peligro su vida. El cuerpo humano tiene un 75% de agua al nacer y cerca del 60 % en la edad adulta y aproximadamente el 60% de ella se encuentra en el interior de las células (liquido intracelular), lo demás circula en la sangre y baña los tejidos (Liquido extracelular).

1. PROPIEDADES FÍSICAS

1. Algunas propiedades del agua imprescindibles para el mantenimiento de la vida.

1.1 Amplio margen de temperatura en que permanece líquida

Permanece líquida de 0°C a 100°C que es un margen amplio. Esto favorece variadas posibilidades de vida, desde organismos que se desarrollan a temperaturas cercanas a 0°C hasta organismos que pueden desarrollarse entre 70-80°C. El agua tiene un punto de ebullición muy elevado (100ºC, a 1 atmósfera de presión), teniendo en cuenta su tamaño. El comportamiento del H2O se aleja del de los demás hidruros formados con los elementos del grupo VI de la Tabla Periódica. Este comportamiento se debe al gran número de puentes de hidrógeno que forman sus moléculas.

1.2 Carácter dipolar forma uniones dipolo-dipolo y puentes de Hidrogeno lo que la

hacen un excelente solvente (El agua se conoce como “Solvente Universal)

El agua es una molécula polar. Dicho carácter hace que las moléculas de agua se orienten en torno a las partículas polares o iónicas, formando una envoltura de solvatación. Y formen puentes de Hidrogeno e interacciones dipolo-dipolo con otras sustancias, favoreciendo la absorción de nutrientes y eliminación de desechos.

Estado Físico:

Sólido, líquido, gaseoso Color: Incoloro Punto de ebullición: 100°C

Densidad:

1g/mL a 4°C

Olor: Inodoro

Punto de congelación: 0°C

Sabor: Insípido

68

La molécula de agua forma un ángulo de 104.5° entre los dos átomos de hidrógeno unidos al Oxígeno. El átomo de Oxígeno es más electronegativo, atrae hacia él los electrones y quedando con carga negativa parcial por lo que queda una carga parcial positiva alrededor de e /u de los átomos de Hidrógeno.

Aunque los puentes de hidrógeno son uniones débiles, el hecho de que alrededor de cada molécula de agua se dispongan otras cuatro moléculas unidas por puentes de hidrógeno permite que se forme en el agua (líquida o sólida) una estructura de tipo reticular la cuál es en parte responsable de sus extraordinarias propiedades fisicoquímicas. Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incompresible.

1.3 Variación de la densidad con la temperatura

Es el único compuesto en el que su estado sólido es menos denso que su estado líquido; esta propiedad determina que el hielo flote (Pues posee menor densidad que el agua líquida).esto permite que actué como aislante térmico y en consecuencia, posibilite el mantenimiento de la gran masa de agua de los océanos en fase líquida, de modo que continua la vida debajo de la costra de hielo aún durante heladas extremas. Además al llegar las épocas cálidas, es más fácil que se descongele la capa de hielo en la parte superior. Si fuera más denso como otras sustancias los ecosistemas se congelarían de abajo hacia arriba, dificultando el mantenimiento de la vida acuática.

1.4 Calor especifico El calor específico de una sustancia se define como el número de calorías necesarias para cambiar la temperatura de 1 gramo de sustancia en 1°C. En el agua su valor es: 1 cal /g/°C) que es superior a la de cualquier otro líquido Esta propiedad brinda una estabilidad térmica al agua impidiendo que se caliente o se enfríe rápidamente, convirtiéndose en un medio de protección de los cambios bruscos de temperatura para los seres vivos, actuando como un regulador de temperatura corporal, además de ayudar a mantener el clima en el planeta por ser unexcelente regulador de temperatura en la superficie de la tierra y más en las regiones marinas.

1.5 Calor de vaporización El calor de vaporización es la cantidad de energía necesaria para convertir 1 g de líquido en vapor. Se expresa como calor específico de vaporización (calorías absorbidas por gramo vaporizado). El del agua es de 540 cal/g. Al hacer ejercicio el ser humano elimina el exceso de calor a través de la sudoración. (Ha notado que luego del calor producido al hacer ejercicio, la sudoración, permite que su cuerpo se siente “frio”)

1.6 Tensión superficial La fuerza que mantiene unidas a las moléculas de agua de la superficie se llama Tensión superficial. Gracias a esto algunos insectos pueden andar sobre el agua; además debido a esa tensión superficial la superficie del agua no es plana sino curva y forma un menisco, que en este caso es cóncavo. Esta propiedad permite además que detergentes o surfactantes biológicos, ayuden a abrir espacios alveolares y permitir un mejor intercambio gaseoso en los pulmones.

69

1.7 Capilaridad

Es una propiedad de los líquidos depende de la cohesión o atracción de las fuerzas intermoleculares del líquido y esto le da la capacidad de subir o bajar por un capilar. Por ésta propiedad es que el agua se puede mover a través de las raíces de plantas hasta el tronco o ramas a grandes alturas, incluso en contra de la gravedad. Aquí participan las fuerzas de cohesión entre el agua y las biomoleculas que formas los tubos o vasos de transporte en las plantas.

1.8 Conductividad elevada comparada con otros líquidos: esto permite participar en la

conducción de señales eléctricas en el sistema nervioso.

1.9 Es un solvente polar universal (revisar página 298 y 299)

La mayoría de las moléculas de la célula son polares y por lo tanto interaccionan con el agua: así como lo hacen los iones y la mayoría de las moléculas orgánicas pequeñas presentes en las células son hidrofilicas: azúcares, ácidos orgánicos, aminoácidos, etc. Algunos compuestos biológicos son solubles en agua ya que existen como formas ionizadas al pH casi neutro de las células y por lo tanto son solubilizadas e hidratadas. Debido a su gran polaridad es un buen solvente para las sustancias iónicas y por tanto suministra un medio para transportar nutrientes inorgánicos tales como NH4

+, NO3-, CO3

2-, PO4

3- e iones monoatómicos a lo largo de organismos superiores. Su habilidad para disolver una variedad amplia de sustancias también la hace útil en el desecho de desperdicios. Muchos de los mecanismos de defensa del cuerpo humano contra sustancias tóxicas externas comprenden la conversión a formas solubles en agua y eliminación por la orina.

1.9-Medio donde se realizan reacciones químicas

En el agua de nuestro cuerpo se llevan a cabo las reacciones ya que forma el medio acuoso donde se desarrollan todos los procesos metabólicos que tienen lugar en nuestro organismo. (Citoplasma, matriz mitocondrial, fluidos biológicos como sangre, líquido ocular, liquido sinovial, linfa, liquido intersticial, liquido cefalorraquídeo etc.). Esto se debe a que las enzimas necesitan de un medio acuoso para su actividad.

1.10Función estructural

Por su elevada cohesión molecular, el agua confiere estructura, volumen y resistencia. Esto es evidente en el hecho de que masa musculares, órganos, tendones, huesos poseen un alto porcentaje de agua.

1.11 Desintoxicante

Los productos que se generan durante el metabolismo de carbohidratos, lípidos, proteínas, ácidos nucleicos, se disuelven en la sangre y son removidos antes de que se acumulen en concentraciones tóxicas. Por lo que los riñones los filtran de la sangre y los excretan mezclados con agua formando la orina. Y por otras vías como piel, pulmones, tracto digestivo.

1.12 Lubricante Debido a su elevada cohesión molecular, el agua sirve como lubricante entre estructuras que friccionan y evita el rozamiento y desgaste de estas estructuras. Como en el caso de las articulaciones, ya que las protege de traumatismos. Tanto el aparato digestivo, respiratorio, urinario, ocular son protegidos por mucosas, y líquidos propios, que evitan la fricción entre ellos Las articulaciones también son protegidos por líquidos que evitan la fricción entre los componentes óseos y cartilaginosos (Ha oído el comentario “se le salió el líquido de la rodilla”? Que hay de cierto en esto? )

70

2. PURIFICACIÓN DEL AGUA

El agua puede contener diversas sustancias u organismos peligrosos para la salud y el

ambiente. En términos generales diremos que los más importantes son:

a. Biológicos. (Bacterias, Virus, Parásitos uni o pluricelulares )

b. Sustancias químicas : elementos tóxicos ( Plomo, Mercurio, Arsénico)

compuestos tóxicos ( Cianuros, Hidrocarburos como el benceno, etc)

Los contaminantes pueden llegar a ríos, lagos y mares, en los cuales se vierten aguas de alcantarillado, que provienen de aguas servidas, o de desechos industriales, incluso por derrame de petróleo. El agua que se obtiene de los manantiales o nacimientos de agua, o de pozos, NO necesariamente es apta para el consumo humano. Puede ser incolora, inodoro, sinsabor,, pero podría contener sustancias toxicas u organismos patológicos. Antes de expenderse a consumo humano, se le debe realizar análisis de agua y darle el tratamiento debido. Esto en Guatemala está a cargo de las municipalidades principalmente. El agua se puede purificar mediante los siguientes procesos:

2.1 Sedimentación, Filtración y Precipitación. Debe dejarse en reposo para permitir que las partículas suspendidas, como el Iodo y el cieno, se sedimente; ya sedimentada se filtra a través de capas de arena y grava. Se pueden agregar compuestos químicos que ayudan a la sedimentación y filtración como cal y sulfato de aluminio. Como se muestra con las siguientes ecuaciones:

2.2 Cloración. Se adiciona cloro al agua para eliminar organismos dañinos que hayan pasado a través del filtro. Con frecuencia se utiliza polvo blanqueador (una mezcla de hipoclorito de calcio, cloruro de calcio e hidróxido de calcio) en lugar de cloro gaseoso. Es de hacer notar que el ión activo en este caso es ClO- (hipoclorito) por lo que en el tratamiento puede agregarse:

Cloro

Hipoclorito de Sodio

Hipoclorito de Calcio

2.3 Destilación. El agua se lleva a ebullición y el vapor formado se condensa en líquido de nuevo. Para obtener agua muy pura es probable que se tenga que repetir la destilación muchas veces, dependiendo de la cantidad de sales y de otras impurezas presentes. El agua usada para administrar medicamente en forma intramuscular, intravenosa generalmente es “tridestilada”

2.4 Intercambio iónico. Los iones de las sales se intercambian por iones menos perjudiciales que están en el intercambiador. Un tipo de intercambiador utiliza zeolita, que es un silicato hidratado de

71

sodio-aluminio, el cual intercambia los iones calcio, magnesio o hierro, de las sales que están en el agua dura, por iones sodio.

Las sales de sodio son solubles y no precipitan el jabón, ni interfieren con la formación de espuma.

Otro tipo de intercambiador de iones elimina los cationes (como calcio, magnesio y hierro) y los aniones (como bicarbonato, carbonato y sulfato) reemplazándolos por iones hidrógeno (H+) y iones hidróxido (OH-) respectivamente. Este intercambio da como resultado la formación de agua de acuerdo con la siguiente ecuación:

El agua que se purifica mediante este método se llama agua desmineralizada porque se eliminan La mayoría de sales minerales

2.5 Osmosis inversa. Es uno de los métodos más eficaces y usados hoy en día, es muy confiable, de muy bajo impacto ambiental, obteniéndose una alta calidad de agua y de bajo costo. Este procedimiento separa los componentes orgánicos e inorgánicos del agua por el uso de presión ejercida en una membrana semipermeable mayor que la presión osmótica de la solución. La presión forza al agua pura a través de la membrana semipermeable, dejando atrás los sólidos disueltos. El resultado es un flujo de agua pura, esencialmente libre de minerales, coloides, partículas de materia y bacterias. La membrana de osmosis inversa es una película de acetato de celulosa parecido al celofán usado para envolver la comida. El material filtrante de la membrana tiene una multitud de poros submicroscópicos en su superficie. El tamaño del poro de la membrana (0.0005 a 0.002 micrones) es mucho más pequeño que él las aberturas de un filtro mecánico normal (1 a 25 micrones). La última generación de membranas de material compuesto de película fina de poliamida para ósmosis inversa que han sustituido a las primeras membranas de celulosa elimina el 95-98% de iones inorgánicos, junto con prácticamente todos los contaminantes no iónicos de mayor tamaño y moléculas orgánicas con un peso molecular mayor que 100. Los gases disueltos no se eliminan.

AGUA POTABLE

El agua potable es aquella que por sus características de calidad es adecuada para el consumo humano. La Comisión Guatemalteca de Normas (COGUANOR) publicó en el Diario Oficial el 18 de octubre de 1985, la Norma COGUANOR NGO 29 001. A la fecha se ha realizado la Primera Revisión, también publicada en el Diario Oficial el 4 de febrero del 2000. Esta indica las características químicas, microbiológicas, físicas, etc., que el agua potable debe cumplir.

72

Características Químicas COGUANOR NGO 29 001

Sustancias químicas con sus correspondientes límites máximos aceptables y límites máximos permisibles

Características Límite máximo aceptable Límite máximo permisible

Cloro residual libre (1) (2) Cloruro (Cl) Conductividad Dureza Total (CaCO3) Potencial de Hidrógeno (3) pH Sólidos totales disueltos Sulfato (SO4

-) Temperatura Aluminio (Al) Calcio (Ca) Cinc (Zn) Cobre (Cu) Magnesio (Mg)

0.5 mg/L (ppm) 100.000mg/L (ppm) ----- 100.000mg/L (ppm) 7.0-7.5 500.0mg/L (ppm) 100.000mg/L (ppm) 15.0oC-25.0oC 0.050mg/L (ppm) 75.000mg/L (ppm) 3.000mg/L (ppm) 0.050mg/L (ppm) 50.000mg/L (ppm)

1.0mg/L (ppm) 250.00mg/L (ppm) < de 1500 uS/cm 500.000mg/L (ppm) 6.5-8.5 1 000.0mg/L (ppm) 250.000mg/L (ppm) 34.0oC 0.100mg/L (ppm) 150.000mg/L (ppm) 70.000mg/L (ppm) 1.500mg/L (ppm) 100.000mg/L (ppm)

DESINFECCIÓN DE AGUA EN FORMA CASERA CON HIPOCLORITO DE SODIO

Este procedimiento no es seguro totalmente, pero puede usarse en caso de no tener acceso a agua certificada para el consumo humano. Se pueden seguir estas recomendaciones: a. Si el agua está turbia debe dejar que se asiente y luego filtrarse.

b. Cuando el agua ya está clara, puede procederse a agregar el cloro líquido, según el

siguiente cuadro: Volumen de agua

a desinfectar

Cantidad de gotas de cloro 0.5% a agregar

Cantidad de gotas de cloro 1% a agregar

Cantidad de gotas de cloro 5% a agregar *

1 L 4 2 ½

2 L 8 4 1

1 Galón 15 8 1 ½

5 L 20 10 2

10 L 40 20 4

c. Agite perfectamente.

d. Deje reposar durante treinta minutos, para eliminar las bacterias presentes.

e. Puede utilizarse.

Algunas clases de agua a las que comúnmente hacemos referencia. a. Agua dura: es el agua rica en sales minerales y las sales más comunes son: sulfatos,

carbonatos, bicarbonatos, cloruros de calcio y magnesio. Un ejemplo de agua dura es la de

manantiales y pozos profundos, debido a que el agua disuelve las sales cuando se filtra a

través de la tierra o de las rocas.

73

Cuando se utiliza agua dura ésta forma sales insolubles con los jabones y por lo tanto no sirve para lavar ya que los cationes del agua (sales) reaccionan con los aniones del jabón, formando un jabón insoluble; lo que deja residuos en calderas, tuberías, así como en las tinas de baño y en la piel. Además no forma espuma con los jabones y esto no es agradable para el consumidor.

b. Agua blanda: es el agua que resulta del procesamiento químico o físico que se le realiza a

las aguas duras para remover el exceso de sales minerales de calcio y magnesio. No

precipita a los jabones por lo tanto forma espuma y no residuos en cañerías ni tinas.

c. Agua desmineralizada: Se somete a procesos de eliminación de sales minerales.

d. Agua Destilada: sometida a procesos de destilación.

e. Agua Tridestilada: se somete a tres procesos de destilación.

Contrario al mito urbano que el agua desmineralizada y destilada no puede beberse. Eso

no es cierto ambas son bastante puras, si bien es cierto no tienen minerales, esto no nos

perjudica pues obtenemos los minerales necesarios a través de nuestra alimentación o

suplementos que algunas personas consumen,

Responda colocando la letra donde corresponda

a. Función termorreguladora Método de eliminación de impurezas en donde Los

iones de las sales se intercambian por iones menos perjudiciales

b. Ósmosis inversa Debida al alto calor especifico le confiere al agua su

capacidad reguladora de la temperatura

c. Sedimentación, filtración y precipitación

Procedimiento en donde se separan los componentes orgánicos e inorgánico del agua por el uso de una presión ejercida en una membrana semipermeable mayor que la presión osmótica

d. Tensión superficial

Proceso para eliminar impurezas del agua en donde se deja en reposo, luego se hace pasar por capas de arena y grava, se puede adicionar compuestos químicos para formar sustancias insolubles

e. Intercambio iónico

Fuerza que mantiene unidas a las moléculas de agua de la superficie, formando una especie de membrana o capa elástica, capaz de sostener un cuerpo ligero, aunque sea más denso que el agua.

f. Realice un comentario acerca del “Ecofiltro”: No use más de 5 líneas. g. Investigue quien surte el agua que se usa en su casa y si le dan tratamiento o no. REFERENCIAS 1. Guzman,Lilian.. Manual de Guías de Estudio 2019. Unidad Didáctica de Química, Facultad de Ciencias Médicas,

USAC. 2. Becker,W.; Kleinsmith,L.; Hardin, J. El Mundo de la Célula. 6ª- Ed., España, Pearson, 2007.

http://www.aula21.net/Nutriweb/agua.htm#propiedades

http://platea.pntic.mec.es/iali/personal/agua/indice.html

http://www.fortunecity.es/expertos/profesor/171/agua.html

http://www.aula21.net/Nutriweb/agua.htm#propiedades

http://platea.pntic.mec.es/iali/personal/agua/indice.html

http://www.fortunecity.es/expertos/profesor/171/agua.html

74


GUÍA DE ESTUDIO 2,020

SEMANA 8

CONCENTRACION DE SOLUCIONES I Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido

1. Lea el capítulo 8 de su libro de texto, defina CONCENTRACION:

CONCENTRACION DE UNA SOLUCION EN EXPRESION CUALITATIVA

2. Escriba el nombre de la solución:

DILUIDA, CONCENTRADA, INSATURADA, SATURADA Y SOBRESATURADA

a. Solución _________________: es aquella en donde la cantidad de soluto está en una

pequeña proporción en un volumen determinado.

b. Solución _________________: es la que tiene una cantidad considerable de soluto en

un volumen determinado.

c. Solución _________________: no tiene la cantidad máxima posible de soluto a

una temperatura dada.

d. Solución _________________: contiene la máxima cantidad de soluto que puede

disolverse a una temperatura dada. Cualquier soluto adicional permanecerá sin

disolverse en el recipiente.

e. Solución _________________: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a

una temperatura dada. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más

soluto.

https://es.wikipedia.org/wiki/Volumen

75

3. Si el cloruro de sodio tiene una solubilidad de 36g de NaCl en 100g de H2O a 20°C,

¿cuántos gramos de agua se necesitan para preparar una solución saturada que contenga

90g de NaCl?

4. El fluoruro de potasio tiene una solubilidad de 92 g de KF en 100 g de H2O a 18°C. Indique

si cada una de las opciones siguientes forma una solución insaturada o saturada a 18°C. Y

explique porqué:

a. 46 g de KF y 100 g de H2O:

b. 46 g de KF y 50 g de H2O:

c. 184 g de KF y 150 g de H2O:

5. Una solución contiene 80g de NaNO3 en 75g en H2O a 50°C y se enfría a 20°C. Considere

que la Solubilidad del NaNO3 es de 88g en 100g de H2O a 20°C y 110g en 100 g de H2O a

50°C y responda,

a. ¿Cuántos gramos de NaNO3 permanecen en solución a 20°C?

b. ¿Cuántos gramos de NaNO3 se cristalizan después de enfriar de 50°C a 20°C?

6. A 20°C, la solubilidad de KCl es de 34 g /100 g de agua. En el laboratorio, un estudiante

mezcla 75 g de KCl en 200 g de agua a una temperatura de 20°C.

a. ¿Cuánto KCl se puede disolver?

b. ¿Es una solución saturada o insaturada?

c. ¿Cuál es la masa, en gramos, de cualquier KCl sólido en el fondo del recipiente?

76

CONCENTRACION DE UNA SOLUCION EN EXPRESION CUANTITATIVA

PORCENTAJE MASA / MASA (% m/m) ó PESO / PESO (% p/p)

a)

b)

7. ¿Cuál es el porcentaje masa en masa de una solución preparada con 6 g de NaOH en 74 g

de agua?

8. ¿Cuál es el % m/m de una solución que se preparó disolviendo 58 g de Na2CO3 hasta

obtener 250 g de solución?

9. ¿Cuántos gramos de soluto son necesarios para preparar 500 g de solución de NH4Cl al

2.5% peso en peso?

10. ¿Qué cantidad de agua se necesita agregar a 20 g de KCl para obtener una solución 8%

p/p?

11. Se necesita preparar 250 g de una solución al 10% p/p de KOH ¿Cuántos gramos de KOH y

de H2O se necesitan?

12. ¿Cuál es el porcentaje peso en peso de una solución preparada con 30 g de Sacarosa en

170g de agua?

77

13. ¿Cuántos gramos de soluto son necesarios para preparar 1,500 g de solución de CuSO4 al

25% m/m?

14. ¿Qué cantidad de agua se necesita agregar a 66 g de NaHCO3 para obtener una solución

30% p/p?

15. ¿Cuántos gramos de solutos y cuántos gramos agua se necesitan para preparar 250g de

solución de Na2CO3 al 4% m/m?

16. ¿Cuántos gramos de clotrimazol se necesitan para preparar 5,000 gramos de pomada de

clotrimazol al 1% p/p?

PORCENTAJE VOLUMEN / VOLUMEN (% v/v)

17. ¿Cuál es el % v/v de una solución que se preparó con 32 mL de etanol hasta obtener un

volumen final de 400 mL de solución?

18. ¿Qué cantidad de mL de etanol contiene un frasco de 500 mL de enjuague bucal al 25 % v/v

de etanol?

19. ¿Cuántos mL de solución al 70% v/v se pueden elaborar con 525 mL alcohol isopropílico?

78

20. ¿Cuántos mL de alcohol etílico consume una persona si bebe 2 onzas de Whisky Scotch al

40% v/v (1 oz fl (US) = 29.5735 mL)?

21. ¿Cuál es el % v/v de un antiséptico que tiene 18 mL de antiséptico por cada 100 mL de

solución acuosa?

PORCENTAJE PESO / VOLUMEN (% p/v)

22. Calcular el % p/v de una solución obtenida al mezclar 4.5 g de Cloruro de sodio, NaCl, y agua hasta completar 500 mL de solución.

23. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 500 mL de solución de dextrosa (glucosa) al 5% p/v?

24. ¿Cuántos mL de una solución de KCl al 0.15% p/v se requieren para obtener 0.75 g de KCl?

25. ¿Cuál será el % p/v de una solución NH4OH al 5% p/p con una densidad de 1.2 g/mL?

26. Si a un paciente se le administra dos veces al día una bolsa de 250 mL de solución de

aminoácidos al 4% m/v.

a. ¿Cuántos gramos de aminoácidos hay en 250 mL de solución?

b. ¿Cuántos gramos de aminoácidos recibe el paciente en 1 día?

27. Un paciente recibió 2 g de NaCl en 8 hrs. ¿Cuántos mililitros de solución salina, NaCl al 0.9% p/v se le administraron?

79

28. Un paciente recibe una solución intravenosa de una solución de glucosa al 5%p/v. ¿Cuántos

litros de solución de glucosa administrarían al paciente para que obtenga 75 g de glucosa?

29. Paciente de 1 año que pesa 17 lbs presenta fiebre y dolor por efecto de nueva dentición por lo que se decide administrarle diclofenaco. La dosis recomendada es de 1.5 mg/kg/día divida en tres dosis y el frasco gotero está al 0.1% p/v.

a. ¿Cuántos mL habrá que administrarle al día?

b. ¿Cuántos mL se administrarán en cada dosis?

Utilice los datos de la “Tabla de composición de soluciones intravenosas” al final de esta guía. Ubique el encabezado “Principio Activo por c/100 mL” para resolver los siguientes ejercicios.

30. Indique el % p/v de los solutos de la solución Hartman, de acuerdo a lo indicado en la columna “Principio Activo por c/100 mL”, no hacer cálculos.

Cloruro de sodio: __________% p/v Cloruro de potasio: __________% p/v

Cloruro de calcio: __________% p/v Lactato de sodio: ____________% p/v

31. Calcule los % p/v de los solutos que contiene una bolsa de 250 mL de solución de Suero vitaminado al 5% p/v. Deje constancia del calculo

a. Glucosa

d. Riboflavina

b. Tiamina

e. Piridoxina

c. Nicotinamida

32. Para una bolsa de 250 mL de Mezcla No. 1 y una bolsa de 250 mL de Mezcla No. 2, ¿Cuál es el % p/v de la glucosa?

a) Mezcla No. 1: _______________ Mezcla No. 2: ______________

b) El de mayor % p/v es la Mezcla No.___________

80

33. Si un paciente recibe una bosa de 1,000 mL de Solución para Rehidratación Intravenosa (S.R.I.V.), ¿cuántos gramos de cada uno de los solutos se le administraron?

a. Cloruro de sodio

b. Cloruro de potasio

c. Acetato monosódico trihidratado

d. Dextrosa monohidratada

34. ¿Cuál es el soluto que tiene de diferencia la Solución de Hartman y la Solución de Hartman con Dextrosa al 5% p/v?

PARTES POR MILLON (ppm)

La unidad de medida de concentración, partes por millón (ppm) se refiere a la cantidad de unidades de la sustancia (agente, etc.) que hay por cada millón de unidades del conjunto. El uso más habitual de ppm es en análisis químico para la medida de concentraciones muy diluidas. Por ejemplo:

Análisis químico del agua: 20 ppm de ion cloruro, Cl-, equivale a 20 mg Cl- / L de muestra de agua.

Contaminantes del aire: 9 ppm de Monóxido de carbono (CO), en una muestra de aire

Análisis de trazas de minerales: 0,04 a 10 ppm de Zn en una muestra de alimentos

También se utiliza en otros campos de la ciencia, por ejemplo en física e ingeniería. Así como en estadística.

35. Calcule la concentración en ppm de Plomo de una solución que contiene 0.06 mg de Pb+2

en 2,500 mL de agua (solución). ¿Está dentro de los límites permitidos de agua potable? (Pb+2 hasta 0.015 ppm)

36. Calcule la concentración en ppm de Mn+2, si hay 0.030 mg de Mn+2 disueltos en 700 mL de agua de pozo. ¿Está dentro de los límites permitidos de agua potable? (Mn+2 hasta 0.05 ppm)

37. ¿Cuántos mg de Zinc ingiere un joven cuando bebe 1.5 litros del agua del gimnasio, si la concentración es 2.8 ppm?

38. ¿Cuántos mL de enjuague bucal se necesitan para obtener 112.5 mg de Flúor en un tratamiento dental, si tiene una concentración de 225 ppm?

https://es.wikipedia.org/wiki/Ion

81

DILUCION

C1 = concentración inicial; V1 = volumen inicial; C2 = concentración final; V2 = volumen final Nota: C = cualquier concentración cuantitativa y V = mL de solución

39. Un médico tiene 5 mL de Povidona yodada al 10% p/v que se utiliza como desinfectante de

la piel, pero él necesita desinfectar un área de la boca por lo que necesita diluirla con agua

al 0.5% p/v. ¿Cuál será el volumen final?

40. En una maternidad se utiliza Gluconato de clorhexidina en mujeres en trabajo de parto para

realizar la desinfección vaginal. A 2 litros al 5% p/v se le agregó agua esterilizada hasta

obtener 10 litros de solución. ¿Cuál es la concentración para este procedimiento?

41. En una finca remota alguien se hace una herida en la piel con un machete. El médico

necesita 50mL al 1.5% p/v de agua oxigenada ¿Cuántos mL necesita de agua oxigenada al

30% p/v, sí tiene un frasco de 100 mL?

LECTURA DE “LA QUIMICA EN LA SALUD”

42. “Gota y cálculos renales, problema de saturación en los líquidos corporales”, responda:

a. ¿Cuál es el compuesto y la solubilidad en el plasma sanguíneo que se supera en las crisis de gota?

b. ¿En qué lugares del cuerpo humano se depositan los cristales del Ácido úrico causando

dolor?

c. ¿Qué alimentos contribuyen a aumentar la concentración de ácido úrico?

d. ¿De qué compuestos se pueden formar los cálculos renales? e. ¿Cómo es el nivel respecto a la solubilidad para la formación de los cálculos renales?

f. ¿Cuántos vasos de agua deben beber las personas proclives a padecer cálculos renales

y que evitan con esto?

43. En una hoja adjunta realice uno o varios Mapas conceptuales de los temas de la semana

82

TABLA DE COMPOSICION DE SOLUCIONES INTRAVENOSAS

Producto Principio Activo por c/100 mL Presentación Indicaciones

Suero Fisiológico

o Solución Salina Cloruro de Sodio 0.9 g

Bolsa de:

250 mL.

500 mL.

1,000 mL

Deshidratación secundaria por perdida de Sodio ó

Deshidratación Hipotónica

Aumento en el volumen Sanguíneo

Vehículo de otros medicamentos

Solución de

Dextrosa al 5%

(Isotónica)

Glucosa 5 g

Bolsa de:

250 mL.

500 mL.

1,000 mL

Nutriente Parenteral

Deshidratación moderada

Aumento en el volumen sanguíneo

Solución de

Dextrosa al 10% Glucosa 10 g

Bolsa de:

250 mL.

500 mL.

1,000 mL

Nutriente parenteral

Hipoglucemia

Solución

Hartman

Cloruro de Sodio 0.6 g

Cloruro de Potasio 0.03 g

Cloruro de Calcio 0.02 g

Lactato de Sodio 0.31 g

Bolsa de:

250 mL.

500 mL.

1,000 mL

Deshidratación grave

Acidosis Orgánica e Inorgánica

Déficit de los Electrolitos de la fórmula

Solución

Hartman con

Dextrosa al 5%

Glucosa 5 g



Cloruro de Calcio 0.02 g

Lactato de Sodio 0.31 g

Bolsa de:

1,000 mL

Deshidratación grave


Hipoglucemia

Solución Mixta al 5% Glucosa 5 g


Bolsa de:

250 mL.

500 mL.

1,000 mL


Deshidratación

Aumento del volumen Sanguíneo

Mezcla No. 1 Glucosa 3.33 g

Cloruro de sodio 0.45 g Bolsa de:

250 mL.

500 mL.

Deshidratación infantil

causada por diarrea Mezcla No. 2 Glucosa 2.5 g

Cloruro de sodio 0.45 g

Suero Vitaminado 5%

Glucosa 5 g

Tiamina Clorhidrato 0.5 mg

Nicotinamida 5.0 mg

Riboflavina 0.75 mg

Piridoxina 0.54 mg

Bolsa de:

250 mL.

500 mL.

1,000 mL

Nutriente Perenteral

Vitaminado

Deficiencia leve de las Vitaminas contenidas en la fórmula

Suero Vitaminado 10%

Glucosa 10 g

Tiamina Clorhidrato 0.5 mg

Nicotinamida 5.0 mg

Riboflavina 0.75 mg

Piridoxina 0.54 mg

Solución para

Rehidratación

Intravenosa

(S.R.I.V)



Acetato Monosódico

Trihidratado 0.4082 g

Dextrosa

Monhidratada 2.2 g

Bolsa de:

500 mL.

1,000 mL

Deshidratación grave causada por diarrea

83

RESPUESTAS:

3. 250 g H2O

4. a) Insaturada

b) Saturada

c) Saturada

5. a) 66 g NaNO3 / 75 g H2O

b) 14 g NaNO3

6. a) 68 g de KCl

b) Saturada

c) 7g de KCl sólido (sin disolver)

en el fondo del recipiente

7. NaOH al 7.5% m/m

8. Na2CO3 al 23.2% m/m

9. 12.5 g NH4Cl

10. 230 g H2O

11. 25 g KOH y 225 g H2O

12. Sacarosa al 15% p/p

13. 375 g CuSO4

14. 154 g H2O

15. 10 g Na2CO3 y 240 g H2O

16. 50 g Clotrimazol

17. Etanol al 8% v/v

18. 125 mL etanol

19. 750 mL Alc. Isop. al 70%v/v

20. 23.66 mL alcohol etílico

21. Antiséptico al 18% v/v

22. NaCl al 0.9% p/v

23. 25 g glucosa

24. 500 mL de KCl al 0.15%

25. NH4OH al 6% p/v

26. a) 10 g aminoácidos

b) 20 g aminoácidos

27. 222.22 mL de Solución salina

28. 1.5 L de Glucosa al 5% m/v

29. a) 11.59 mL al día de Diclofenaco al 0.1%p/v

b) 3.86 mL/dosis de Diclofenaco al 0.1%p/v

30. NaCl 0.6% p/v; KCl 0.03% p/v

CaCl2 0.02% p/v; C3H5O3Na 0.31% p/v

31. a) Glucosa al 5% p/v

b) Tiamina al 5x10-4 % p/v

c) Nicotinamida al 5x10-3 % p/v

d) Riboflavina al 7.5x10-4 % p/v

e) Piridoxina al 5.4x10-4 % p/v

32. a) Mezcla No. 1: Glucosa al 3.33 % p/v;

Mezcla No. 2: Glucosa al 2.5% p/v

b) La mayor es la Mezcla No. 1

33. a) 3.5 g NaCl

b) 1.5 g KCl

c) 4.08 g Acetato monosódico trihidratado

d) 22 g Dextrosa

34. Dextrosa

35. 0.024 ppm de Pb+2; Fuera del límite

36. 0.043 ppm de Mn+2; Dentro del límite

37. 4.2 mg Zn

38. 500 mL Fluor

39. 100 mL Povidona yodada al 0.5% p/v

42. Gluconato de Clorhexidina al 1% p/v

43. 2.5 mL de Agua oxigenada al 30% p/v

CLASIFICACIÓN DE CONCENTRACION DE SOLUCIONES

84



SEMANA 9

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES II

Elaborado por Licda. Lucrecia Casasola de Leiva

MOLARIDAD (M)

M (molaridad) = Moles de Soluto

Litros de Solución

M =

M = mmoles de soluto / mL de solución

1. ¿Cuál es la M de una solución que se obtiene al disolver 11.8 g de NaOH en agua hasta obtener 750 mL de solución?

2. Calcular la molaridad de una solución de glucosa (C6H12O6) al 5 % m/v:

3. Calcular los moles de NaCl disueltos en 3.5 L de suero fisiológico (ver la tabla de composición de soluciones intravenosas al final de la guía 8):

4. ¿Cuántos milimoles de K2SO4 son necesarios para preparar 125 mL de una solución 0.08

M?

85

5. ¿Cuántos gramos de soluto están contenidos en 1,250 mL Litros de una solución 0.25 M de KCl?

6. Calcule el peso molecular de un soluto si al disolver 27 g de éste en agua hasta obtener 0.5 litros de solución, la molaridad resultante es 0.27 M:

7. ¿Cuántos mL de solución 0.14 M de NaNO3 se pueden preparar a partir de 0.4 moles de NaNO3?

8. ¿Cuál es el volumen final de una solución que contiene 21 g de MgCl2 y una concentración de 3.2 M? RESPUESTAS

1) 0.39 M 2) 0.28 M 3) 0.53moles 4) 10mmoles 5) 23.26 g 6) 200 g 7) 2,857 mL 8) 0.0689 L

MOLALIDAD (m) m (molalidad) = Moles de Soluto Kilogramo de Solvente

1. ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 17g de glucosa (C6H12O6) disueltos en

125g de agua?

2. Se prepara una solución disolviendo 20 g de CaCl2 en 0.4 L de agua destilada. Calcule la

molalidad de la solución. (Densidad del agua es 1g/ml):

3. ¿Cuántos moles de K3PO4 deben añadirse a 80 g de agua para preparar una solución 0.75

m?

86

4. Calcule la m de una solución de NaHCO3 al 5 % m/m:

5. ¿Cuántos g de ZnCl2 están contenido en 0.25 Kg de agua en una solución 1.2 m?

6. ¿Cuántos litros de agua (Densidad del agua es 1g/ml) se necesitan para preparar una

solución de NH4Br 2.1 m si se tienen 70 g de soluto?

RESPUESTAS

1) 0.76 m 2) 0.45 m 3) 0.06 moles 4) 0.62 m 5) 40.89 g 6) 0.34 L

NORMALIDAD (N)

N (normalidad) = Número de Equivalentes Químicos de Soluto

Litros de Solución

PESO EQUIVALENTE DE ÁCIDOS

PESO EQUIVALENTE DE BASES

PESO EQUIVALENTE DE SALES

CÁLCULOS DE PESO-EQUIVALENTE. Completar utilizando las fórmulas anteriores

No. Reactivo Acido

Número de equivalentes

Peso-equivalente en gramos

1 HCl 1 36.46/1= 36.46g

2 H2SO4 2 98/2=49.0 g

3 H3PO4

4 H2CO3

5 HNO3

87

No. Base Número de equivalentes

Peso-equivalente

1 NaOH 1 40.0/1 =40.0g

2 Ca(OH)2 2 74.1/2= 37.05g

3 KOH

4 Fe(OH)2

5 Ba(OH)2

No. Sal Número de equivalentes

Peso-equivalente

1 NaCl 1 58.44/1 = 58.44 g

2 ZnCl2 2 136.29/2 = 68.145 g

4 KHCO3

5 MgSO4

6 Na3PO4

1. Calcule la normalidad de 1,200 mL de solución que contiene 23 g de K2SO4:

2. ¿Cuál es la N de una solución que se preparó disolviendo 2.5 g de H2SO4 en agua hasta obtener 90 mL de solución?

3. ¿Cuál es la normalidad de una solución de Ca(OH)2 al 8% m/v?

4. ¿En qué volumen de solución 0.5 N de MgCO3 están contenidos 13 g de soluto?

5. ¿Cuántos mL de solución de Al(OH)3 1.5 N se pueden preparar con 0.75 equivalentes de soluto?

88

6. ¿Cuántos gramos de CaCl2 se necesitan para preparar 500 mL de solución 0.7N?

7. ¿Cuántos equivalentes de H3PO4 son necesarios para preparar 115 mL de solución 0.32 N?

8. ¿Cuántos meq de Na2SO4 son necesarios para preparar 300 mL al 0.15 N? RESPUESTAS

1) 0.22 N 2) 0.57 N 3) 2.16 N 4) 0.62 N 5) 500 mL 6) 19.42 g 7) 0.037 meq 8) 45 meq

CONVERSIONES DE MOLARIDAD Y NORMALIDAD

N = M X NUMERO DE EQUIVALENTES

1. ¿Cuál es la normalidad de una solución de H2SO4 0.15 M?

2. Calcule la M y N de una solución de K3PO4 al 15% p/v?

RESPUESTAS

1) 0.3 M 2) 2.1 N

DILUCIÓNES

C1= concentración inicial V1= volumen inicial

C2= concentración final V2= volumen final

1. ¿Cuál es la molaridad de una solución de NaOH que se preparó diluyendo 35 mL de solución de NaOH 2.5 M hasta un volumen de 1.5 L?

2. ¿Cuántos mililitros de una solución de KOH 3.0 M se necesitan para preparar 0.1 L de una solución de KOH 0.5 M?

89

3. ¿Cuál es el volumen final en litros de una solución de HCl 0.8 M preparada a partir de 50 ml

de HCl 5.0 M?

4. ¿Cuál es la concentración Molar de 0.2 L de una solución de ZnSO4 utilizada para preparar

25 mL de ZnSO4 3.0 N? RESPUESTAS

1) 0.06 M 2) 16.67 mL 3) 0.31 L 4) 0.19 M

EJERCICIOS APLICADOS A CASOS CLÍNICOS

1. Paciente masculino en un intento de suicidio ingiere varias tabletas de aspirina (ácido

acetilsalicílico), lo cual le produce una acidosis metabólica, que debe corregirse con Na2CO3

IV. Se le administran 130 mL de Na2CO3 al 7 % p/v. Calcule los mEq de Na2CO3 que le administraron al paciente:

2. A una niña de 8 años que pesa 20.5 kg le recetan 3mEq de K+ por Kg de peso para corregir

una hipokalemia debida a insuficiencia renal. Si en el hospital hay ampollas de KCl al 5 % p/v. ¿Cuántos mL de esta solución se le deben administrar a la niña?

RESPUESTAS

1) 172 meq 2) 91.6 mL

Elabore un mapa conceptual del contenido de la semana.

90



SEMANA 10 COLOIDES Y SUSPENSIONES

Elaborado por: Licda. Corina Marroquín Orellana

I. Coloque en el paréntesis (los) número(s) que corresponda a la definición o características

dadas:

1 Coloide o dispersión coloidal ( ) Soluciones Isotónicas usadas en hospitales.

2 Mezclas con valor de osmolaridad mayor a 0.32

( ) A través de ella se retiran Urea y productos de desecho de un paciente con insuficiencia renal.

3 Disolución o solución ( ) Mezclas que no se separan ni sedimentan, no

se separa por filtro y presenta efecto Tyndall

4 Osmosis ( ) Mezclas heterogéneas, se sedimentan, no atraviesan filtros ni membranas semipermeables.

5 Hemodiálisis ( ) El agua se mueve a través de una membrana

semipermeable de una región menos concentrada a otra de mayor concentración de partículas.

6 NaCl 0.9%p / v y Glucosa

5.0% p / v ( ) Al introducir un eritrocito dentro de ellas

experimentara crenación

7 Crenación ( ) Proceso que resulta cuando un glóbulo rojo pierde agua, disminuye volumen y se encoge.

8 Diálisis ( ) Un ejemplo sería el agua de mar.

9 Hemolisis

( ) Al introducirse un eritrocito dentro de ellas, entra agua al interior de esa célula, se hincha y estalla.

10 Mezclas cuya osmolaridad son inferiores a 0.28

( ) A través de una membrana semipermeable pasan moléculas pequeñas y iones, pero quedan retenidas moléculas grandes como las presentes en los coloides.

11 Suspensiones

91

II. Complete el cuadro siguiendo el ejemplo sobre el proceso de diálisis y ósmosis:

Solución A

Solución B

Glucosa

5% p/v

Glucosa

10% p/v

Ej. Osmosis, el agua se desplaza de A hacia B

De menor a mayor concentración ( )

Dialisis, los solutos se desplazan de la solución B hacia A De mayor a menor concentración (←)

Solución A

Solución B

K2CO3

1.4 M

K2CO3

5 M

______________ el agua se desplaza de______ hacia________ De ____________ a ____________ concentración ( )

___________, los solutos se desplazan de ______ hacia_________ De _____ _______a ____________concentración ( )

Solución A

Solución B

NaCl

0.9 %p/v

NaCl

0.4M



Solución A

Solución B

Acetona

5% p/v

Acetona

2% p/v



Solución A

Solución B

Na3PO4

al 0.7 M

Na3PO4

al 1.5 M



92

III.TONICIDAD

Los líquidos corporales (sangre y el líquido lagrimal) tienen una presión osmótica que coincide con la de una solución de cloruro de sodio al 0.9% p/v o a una solución de glucosa al 5 % p/v.

Estas dos soluciones corresponden a osmolaridades 0.28, es decir son Isotónicas con las células y fluidos corporales. En medicina se utiliza el término “isotónica”, que significa de igual tono, como sinónimo de isoosmótica. Sólo las soluciones isotónicas pueden ser introducidas con seguridad en el torrente sanguíneo. Las soluciones hipotónicas pueden causar hemólisis y las soluciones hipertónicas pueden causar crenación de los eritrocitos. Aun así se emplean soluciones hipertónicas cuando el tratamiento de un paciente lo necesite. En el hospital se utiliza suero dextrosado al 10 % p/v (Glucosa al 10 % p/v), con una osmolaridad de: 0.56 ( Hipertónica). La cual se usa en casos de hipoglucemia. La tonicidad tiene 3 clasificaciones que corresponden a los valores de osmolaridad: ISOTONICA, HIPOTONICA, HIPERTONICA.

Tonicidad Hipotónica Isotónica Hipertónica

Valor de osmolaridad.

< a 0.28 O.28 a 0.32 >0.32

Efecto en el eritrocito.

Entra agua, aumenta su volumen, se hincha. Hay Hemolisis

Entra y sale agua a igual velocidad. NO afecta su morfología

Sale agua, disminuye su volumen, se encoge: Hay crenación.

1. Complete la siguiente tabla.

El eritrocito en el beacker, se halla en una solución: Isotónica, hipotónica, Hipertónica

Rango de osmolaridad en cada beacker

Efecto de la solución sobre el eritrocito: hemólisis, crenación, ningún efecto.

Defina el término Hipotónica, Isotónica, Hipertónica.

93

CALCULO DE LA OSMOLARIDAD Y TONICIDAD DE UNA SOLUCION.

En un ser vivo, la intensidad de la osmosis y diálisis es proporcional a la concentración de

partículas (iones o moléculas) dentro de las células o en fluidos corporales. Por lo que se hace

necesario conocer estas concentraciones.

Procedimiento para calcular la osmolaridad

1. Calcular la concentración molar (M) de la solución.

2. Si el soluto es un compuesto iónico al disociarse generara los cationes y aniones

componentes, los cuales se cuentan como partículas individuales.

3. Si se trata de una molécula que no se disocia (no electrolito) se cuenta como

una unidad. Ej: Urea, Glucosa, Etanol, Acetona.

4. CALCULO DE VALOR DE OSMOLARIDAD.

Osmolaridad = Molaridad x número de partículas

¿Cuál es la Osmolaridad de una solución de CaCl2 0.06 M?

El CaCl2 es una sal iónica y se disocia así: CaCl2 → Ca+2 + 2Cl- (3 iones o partículas).

Calcule: Osmolaridad = 0.06 M x 3 partículas = 0.18 osmolar. Es hipotónica.

Entra agua al eritrocito. hemolisis

¿Cuál es la Osmolaridad de una solución de urea 0.45 M?

La urea es una molécula que no se disocia. Genera una sola partícula.

Calcule: Osmolaridad = 0.45 M x 1 partícula = 0.45 osmolar- hipertónica.

Sale agua del eritrocito, se encoge. crenación.

¿Cuál es la Osmolaridad, tonicidad y el efecto de la solución en el eritrocito de una solución de

K3PO4 0.074 M.

K3PO4. Es un compuesto iónico. Se disociara en los cationes y el anión poliatómico no se separa

en unidades menores, genera una sola partícula:

K3PO4 → 3 K+ + PO4 -3 , da 4 iones o partículas.

Calcule: Osmolaridad = 0.074 M x 4 partículas = 0.296 osmolar- isotónica.

Eritrocito no sufre ningún cambio.

94

5. Resuelva los siguientes ejercicios de acuerdo a lo que le solicita en el cuadro:

Solución Cálculo de osmolaridad Tonicidad ¿Qué efecto

provoca

en un eritrocito?

Urea

(NH2CONH2) al 3 % p/v

. MgCl2 0.14 M

ZnSO4 2.7 mg/mL

Glucosa 2.8g 200 mL

NaCl 0.9 g p/v

6. Resuelva los siguientes ejercicios :

A. Una solución “X” posee Molaridad de 0.01. ¿Cuál de los siguientes compuestos tiene la mayor osmolaridad y cual es su tonicidad? Subraye.

a) MgCl2 b) K3PO4 c) Glucosa d) H2CO3

B. ¿Cuál es la osmolaridad de solución de dextrosa al 10 % m/v?

95

IV. Respecto al suero oral preparado en la semana No. 9. conociendo sus componentes y la Molaridad de cada uno. Calcule la osmolaridad de cada componente por separado. Sume todas las osmolaridades y diga si la mezcla de suero Oral y calcule su tonicidad.

Componente Molaridad

Disociación Número de

partículas

Osm= M x # partículas Osmolaridad

GLUCOSA C6H12O6

0.11

C6H12O6

Cloruro de sodio NaCl

0.06

Na+ y Cl-

Cloruro de Potasio KCl

0.02 K+ y Cl-

Citrato trisodico Na3C6H5O7

0.01 3 Na+ y C6H5O7 -3

Suma

-------------- ---------------- -------------------

La mezcla del suero oral es (isotónica, Hipertónica, Hipotónica) _____________________ V. Lea en su libro de texto lo relacionado a Coloides y Suspensiones y responda:

V F

Las partículas coloidales pueden pasar el papel filtro

Las partículas coloidales pueden pasar a través de membranas semipermeables

En una suspensión sus partículas se pueden ver a simple vista

La Calamina, Antiácidos y Penicilina líquida son soluciones

VI. Complete lo siguiente con las palabras: “Gas” “Líquido ““Solido”

Coloide Sustancia Dispersada Medio de dispersión

Polvo, Humo

Plasma sanguíneo

Leche

96

VII. “La química en la salud”. Capítulo 8 del libro de texto. 1. Respecto al tema “Coloides y Soluciones en el cuerpo.”

V F

Las membranas semipermeables retienen los coloides

La digestión descompone las partículas coloidales grandes como el almidón y proteínas en partículas pequeñas para que puedan pasar la membrana intestino.

Los procesos digestivos pueden descomponer la fibra

Las proteínas grandes y las enzimas son coloides y permanecen en el interior de la célula.

El oxígeno, aminoácidos y electrolitos, glucosa y minerales, pueden pasar las membranas celulares.

Los productos desecho, como la urea y el CO2 permanecen dentro de la célula.

2. Respecto al tema “Diálisis por los riñones y el riñón artificial.”.

V F

En el cuerpo la diálisis se lleva a cabo en las membranas que existen en los riñones.

La nefrona es la unidad funcional del riñón.

El principal producto de desecho es la glucosa

Una persona con insuficiencia renal limpia la sangre por medio de hemodiálisis.

Los pacientes con hemodiálisis producen mucha orina.

Realice un Mapa conceptual de los temas de la semana

97



SEMANA 11

VELOCIDAD DE REACCION Y EQUILIBRIO QUIMICO Elaborado por: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

Capítulo 9 del libro de texto 1. Identifique la palabra a que se refiere los siguientes incisos y busque la palabra en la sopa de

letras

- Equilibrio en donde los componentes están en diferentes estados físicos

- Tiene lugar solo cuando las

moléculas chocan con la orientación adecuada y con suficiente energía

- Ocurre cuando la velocidad

de reacción directa e inversa son iguales y la concentración de reactivos y productos es constante

- Sustancia que aumenta la

velocidad de una reacción al reducir la energía de activación

- Reacción que ocurre en

ambas direcciones de reactivos a productos y de productos a reactivos

- Rapidez a la que se consumen los reactivos para formar producto (s) - Sistema en equilibrio en donde todos los componentes están en el mismo estado físico - Valor numérico obtenido al sustituir las concentraciones de los componentes en la

expresión en la constante de equilibrio (abreviatura) - Principio que indica que si se aplica un cambio que perturba un sistema en equilibrio, el

equilibrio se desplaza para disminuir a perturbación. - Energía mínima necesaria en una colisión para romper los enlaces de las moléculas

reactantes

98

- Factor que al aumentarlo el equilibrio se desplaza hacia donde haya menor número de

moles de gas - Factor que en las reacciones exotérmicas se considera el calor como un producto para predecir el

desplazamiento del equilibrio

VELOCIDAD DE REACCION

2. ¿Indique si los siguientes cambios aumentan, disminuyen la velocidad de

reacción?

CAMBIO MAYOR O MENOR

VELOCIDAD DE REACCION

a. Disminuir la temperatura

b. Disminuir la concentración de los reactivos

c. Agregar un catalizador

d. Aumento del área superficial

e. Aumento de la temperatura

f. Aumento de la concentración de reactivos

EQUILIBRIO QUIMICO

3. ¿Cuáles son los factores que afectan el equilibrio?

a. _________________________________

b. _________________________________

c. _________________________________

4. Complete la siguiente tabla:

REACCION EN EQUILIBRIO EQUILIBRIO

HOMOGENEO/ HETEROGENEO

EXPRESION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

a.

99

REACCION EN EQUILIBRIO EQUILIBRIO

HOMOGENEO/ HETEROGENEO

EXPRESION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

b.

c.

d.

e.

f.

g.

100

5. Resuelva los siguientes problemas

a. Para la reacción en equilibrio, y las concentraciones de reactivos y productos, Indique: (deje

constancia de sus cálculos)

Escriba la expresión de la constante de equilibrio y calcule el valor de Keq

Valor calculado de la Keq es:

El valor de Keq obtenido es : (subraye)

Keq < 1

Keq = 1

Keq > 1

El valor de la Keq nos indica que la

reacción esta deslazada a (subraye)

IZQUIERDA

DERECHA

b. Para la reacción en equilibrio, y las concentraciones de reactivos y productos, Indique: (deje

constancia de sus cálculos)

Escriba la expresión de la constante de equilibrio y cálcule el Valor de Keq


El valor de Keq obtenido es : (subraye) Keq < 1 Keq = 1 Keq > 1

El valor de la Keq nos indica

que la reacción esta

deslazada a (subraye)

IZQUIERDA

DERECHA

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)

0.25 M 0.043 M 0.20 M 0.20 M

0.75 M 0.35 M 0.80 M 0.20 M

101

c. Para la reacción en equilibrio, y las concentraciones de reactivos y productos, Indique:

(deje constancia de sus cálculos)

Escriba la expresión de la constante de equilibrio y cálculos del Valor de Keq


El valor de Keq obtenido es : (subraye) Keq < 1 Keq = 1 Keq > 1

El valor de la Keq nos indica que

la reacción esta deslazada a

(subraye):

IZQUIERDA

DERECHA

d. Para la reacción:

Con la información anterior responda ¿Cuál es la concentración de HI en el equilibrio?

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

6. Prediga la dirección del desplazamiento del equilibrio según el principio de Le Châtelier cuando SE AUMENTA LA PRESIÓN para cada uno de los incisos:

Considere el equilibrio siguiente:

REACCION EN EL EQUILIBRIO

DESPLAZAMIETO DEL EQUILIBRIO AL AUMENTAR PRESIÓN

IZQUIERDA / DERECHA

a.

b.

c.

2HF(g) H2(g) + F2(g)

0.8M 1.5 M 1 M

2PbS(g) + 3 O2(g) 2PbO(s) + 2 SO2(g)

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

2NO(g) +O2 (g) 2NO2(g)

102

7. En qué sentido se desplaza el equilibrio al:

DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO

¿Qué ocurre con la concentración

de? AUMENTA / DISMINUYE

a. Agregar N2O4

[NO2]

b. Extraer NO2 [N2O4]

c. Aumentar la presión [N2O4]

d. Disminuir la temperatura

[NO2]

8. En la reacción:

En qué sentido se desplaza la equilibrio al :


¿Qué ocurre con la concentración

de . . .? AUMENTA / DISMINUYE

a. Extraer Cl2

[PCl3]

b. Disminuir la temperatura

[Cl2]

c. Agregar PCl3

[PCl5]

d. Extraer PCl5

[PCl3]

e. Disminuir la presión

[Cl2]

9. Considere el equilibrio siguiente:

Hacia donde se desplaza el equilibrio al:


¿Qué ocurre con la

concentración de . . .?

AUMENTA / DISMINUYE

a. Agregar H2

[ NH3]

b. Extraer NH3 [ N2]

c. Agregar NH3 [ N2]

d. Aumentar la presión

[ NH3 ]

PCl5(g) + calor PCl3(g) + Cl2(g)

103

10. Considere la siguiente reacción en equilibrio:

Prediga el desplazamiento del equilibrio e indique si aumenta o disminuye la concentración del compuesto que se le solicita.


¿Qué ocurre con la concentración de . . .?

AUMENTA o DISMINUYE

a. Se retira NF2 del sistema

[N2F4]

b. Disminuye la presión

[NF2]

c. Disminuye la temperatura

[N2F4]

11. Lea La química en la salud “Homeostasis: Regulación de la temperatura corporal” e indique si las afirmaciones son verdaderas o falsas

AFIRMACION V / F

Cuando un sistema fisiológico se encuentra en equilibrio se le denomina homeostasis

Es vital para la supervivencia equilibrar la ganancia de calor con la pérdida de calor

Con temperaturas altas, el cuerpo puede regular las reacciones metabólicas

En las regiones con temperaturas frías el organismo libera adrenalina, lo que causa una disminución de la actividad metabólica que incrementa la producción de calor

12. Elabore un Mapa Conceptual sobre “Equilibrio Químico”

104

RESPUESTAS:

5. a) Keq=3.72 ; b) Keq=0.074; c) Keq= 2.34 ;

d) [HI] = 3.68 M

6. a) derecha; b) izquierda, c) derecha

7. a) derecha/ aumenta; b) derecha/ disminuye;

c) izquierda/ aumenta; d) izquierda/ disminuye

8. a) derecha/aumenta; b) izquierda/ disminuye;

c) izquierda/aumenta; d) izquierda/ disminuye;

e) derecha/ aumenta

9. a) derecha/disminuye; b)derecha/ disminuye;

c) izquierda/disminuye; d) derecha /aumenta

10. a) derecha/ disminuye; b) derecha/ aumenta;

c) izquierda/ aumenta

105



SEMANA 12

ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Elaborado por: Lic. Fernando Antonio Andrade Barrios

Lea en su libro de texto el capítulo correspondiente y responda

ACIDOS Y BASES

Características de Ácidos y Bases

ACIDOS BASES

Tienen sabor agrio.

(ácidos del latín)

Tienen sabor amargo y son jabonosas al

tacto.

Tiñe de rojo el papel pH Tiñe de azul el papel pH

Reaccionan con bases para producir sal

y agua.

Reaccionan con ácidos para producir sal

y agua.

Reaccionan con metales produciendo

hidrógeno.

---------------------------------------

Con fenolftaleína no presentan color Con fenolftaleína presentan color rosa

Según Arrhenius produce H+

Según Arrhenius :produce OH-

Según Bronsted-Lowry dona H+

Según Bronsted-Lowry Acepta H+

1. Escriba los conceptos de Ácidos y Bases según la TEORÍA DE:

TEORIA ACIDO BASE

ARRHENIUS

BRONSTED Y LOWRY

LEWIS

106

2. Complete las siguientes reacciones de IONIZACIÓN EN AGUA de los ácidos:

Ejemplo: HBr ( )gHBr H+ + Br-

a. HCl

b. H3PO4

c. HCN

3. Complete las siguientes reacciones de IONIZACIÓN EN AGUA de las bases:

Ejemplo: NaOH ( )gHBr Na+ + OH -

a. KOH

b. LiOH

c. NH4OH

4. Complete el siguiente cuadro para Ácidos en solución acuosa:

ACIDO NOMBRE ANIÓN* NOMBRE *DEL ANIÓN

¿CUÁNTOS PROTONES H

+ LIBERA?

MONOPRÓTICO, DIPRÓTICO O TRIPRÓTICO

HCl Ácido clorhídrico Cl- Cloruro 1 Monoprótico

HI

HNO3

H2SO4

H2CO3

H3PO4

CH3COOH

5. Complete el siguiente cuadro para Bases en solución acuosa:

Fórmula Nombre ¿Cuántos hidroxilos, OH

–, libera?

Al(OH)3 Hidróxido de aluminio 3

LiOH

Hidróxido de sodio

NH4OH

Hidróxido de potasio

107

6. ¿De qué color se colorea el papel pH con una solución de KOH?

7. ¿De qué color se colorea el papel pH con una solución de HNO3?

PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS

Ejemplo:

HF + H2O F - + H3O

+

HF: un ácido, pierde un H

+ para formar su base conjugada F -.

H2O: actúa como base al ganar un H + para formar su ácido conjugado H3O

+.

Los pares ácido-base conjugado son: HF / F- y H2O / H3O+.

Par ácido-base conjugado

Actúa como ACIDO de Bronsted-Lowry

Actúa como BASE de Bronsted-Lowry

HF / F - HF F

-

H2O / H3O + H3O

+ H2O

8. Identifique los pares ácido-base conjugados en la siguiente ecuación y complete el cuadro.

HCl (ac) + SO4-2 (ac) H2SO4 (ac) + Cl-

(ac)




108

9. Identifique los pares ácido-base conjugados en la siguiente ecuación y complete el cuadro:

HNO3 (ac) + H2O (ac) NO3- (ac) + H3O+

(ac)




10. Determine sí es ácido o base de Lewis, utilice la estructura de Lewis: COMPUESTO ACIDO / BASE DE LEWIS

Na+

Al+3

ACIDOS Y BASES, DEBILES Y FUERTES

11. Llene el siguiente cuadro con lo que se le solicita:

COMPUESTO CONCEPTO EJEMPLOS (3)

Ácido fuerte

Base fuerte

Ácido débil

Base débil

109

12. Clasifique los siguientes ácidos y bases débiles y fuertes en el siguiente cuadro*:

a) Ca(OH)2

b) HBr

c) H2SO4

d) HNO3

e) H3PO4

f) NaOH

g) H2CO3

h) Mg(OH)2

i) KOH

j) NH3

k) Al(OH)3

l) HI

m) Fe(OH)2

n) CH3COOH

ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES BASES FUERTES BASE DÉBIL

Mg(OH)2

*Los ácidos débiles poseen Ka y las bases débiles poseen Kb, puede apoyarse en el libro de texto y cuadros al final de la presente guía.

ELECTROLITOS

13. Escriba los siguientes conceptos: SUSTANCIA CONCEPTO

Electrolito

No electrolito

Electrolito fuerte

Electrolito débil

14. Complete el siguiente cuadro siguiendo el ejemplo.

SUSTANCIA

ELECTROLITO DEBIL / ELECTROLITO FUERTE/

NO ELECTROLITO

ECUACION DE DISOCIACION Electrolito fuerte electrolito débil

No electrolito: ”no se disocia”

Ej: CH3COOH Electrolito débil CH3COOH + H2O CH3COO- + H+

a) Ca(OH)2

b) NaOH

c) C6H12O6

d) HCl

e) HCOOH

110

IONIZACION DEL AGUA

H2O + H2O H3O+ + OH Agua Agua ion

hidronio ion

hidroxilo La expresión para la “constante del producto iónico del agua, Kw”: Kw = [H3O+] [OH-] = 1x10 -14 o bien Kw = [H+][OH-] = 1x10 -14

15. El valor de Kw es:

CALCULOS DE pH, pOH, [H+ ] y [OH - ]

Escala de pH:

Fórmulas para calcular pH y pOH

pH = -log [H+ ]

pOH= -log [OH - ]

pH + pOH = 14

Fórmulas para calcular [H+ ] y [OH - ]

[H+ ] = 10 -pH

[OH-] = 10 -pOH

[H+ ] [OH - ] = 1 x 10-14 M

16. Complete el siguiente cuadro, calculando los datos que HACEN FALTA a partir del dato que aparece:

[OH-] [ H+] pH pOH Indique si la solución es ácida, básica o neutra.

Indique de qué color tiñe el papel pH

a. 12.1

b. 6.1

c. 5.37 X10-9

d. 3.3 X10-4

e. 1.25

f. 7.3X10-3

g. 2.4X10-9M

111

CONSTANTE DE IONIZACION, Ki

Constante de ionización de un ácido débil (Ka):

Ecuación de ionización: HX H+ + X- Ka = [H+ ] [X-

]

[HX]

Constante de ionización de una base débil (Kb):

Ecuación de ionización: MOH M+ + OH- Kb = [M+ ] [OH-

]

[MOH]

FÓRMULAS:

Constante de ionización

Ki = ___[ x ]2_____

[sustancia]

Donde:

Ki puede ser Ka o Kb

[x] es la concentración de los iones H+ u OH- y es la misma para ambos iones

[sustancia] puede ser el ácido o la base

Porcentaje de ionización

% i = ____[x]_____ x 100 [sustancia]

17. Escriba la ecuación de ionización y la expresión de la constante de ionización (Ka o Kb).

ECUACION DE IONIZACION EXPRESION DE LA

CONSTANTE DE IONIZACION

Ej: H2CO3 H2CO3 H+ + HCO3- Ka =

[H+ ] [HCO3- ]

[H2CO3]

a. HCO3-

b. CH3COOH

c. NH4OH

d. HPO4-2

e. H3PO4

f. H2PO4-

112

Resuelva los siguientes problemas. DEJE EVIDENCIA DE SUS CALCULOS

18. Calcule el % de ionización, [ H+], [OH-], el pH y pOH de las siguientes sustancias:

a. HCOOH 0.4M Ka= 1.8 X10-4

b. NH3 0.018M Kb= 1.8X10-5

c. CH3COOH 0.05M Ka= 1.8X10-5

19. Calcule el valor de Ka ó Kb, pH y pOH, para los siguientes compuestos:

a. CH3COOH 0.014M, ionizado en 4%

b. H3PO4 0.17M, ionizado en 3.5%

c. NH4OH 0.09M, ionizado en 0.5%

20. Calcule la concentración de [ H+], [OH-], el pH y pOH:

a. HCN 0.03M; Ka= 4.0X10-10

b. H2CO3 0.25M; ka= 4.2X10-7

c. C2H5NH2 0.08M Kb= 5.2x10-4

TITULACION ACIDO-BASE (NEUTRALIZACION)

21. ¿Cuál es la Normalidad de 35 mL de HCl que fueron titulados con 56 mL de NaOH 0.40 N?

22. ¿Cuál es la Normalidad de una solución de HBr, si 7mL de HBr se titularon con 8.8 mL

de KOH 0.25N?

113

23. ¿Cuántos mL de una solución 0.073 N de H2SO4, se requieren para neutralizar 14 mL de

una solución de KOH que es 0.02 N?

24. ¿Cuántos mililitros de HNO3 0.085N se necesitan para titular 4.3 mL de NaOH 0.041 N?

Ejercicio aplicado a un caso clínico:

25. A un paciente con hipersecreción gástrica; se le coloca una sonda nasogástrica hasta

llegar al antro del estómago y se le aspira jugo gástrico. El laboratorio clínico realiza la

titulación de 12mL de este ácido estomacal (HCl) con 29mL de NaOH 0.22 N.

Calcule la Normalidad del HCl en el jugo gástrico de dicho paciente. ¿Cómo considera el

valor obtenido, alto, bajo o normal?

Calcule la Normalidad del HCl en el jugo gástrico

Valores normales (en ayuno) entre 0.5-0.8N.

Bajo Normal Alto

26. Lea La química en la salud “Ácido estomacal, HCl” de su libro de texto y responda:

a. ¿Cuántos mL de jugo gástrico puede segregar una persona en un día?

b. ¿Qué sustancias contiene el jugo gástrico?

c. ¿Qué enzima digestiva activa el jugo gástrico?

d. ¿Qué sustancia se produce en las células del intestino delgado para neutralizar el ácido gástrico?

e. ¿Qué pH se obtiene con la neutralización anterior?

27. Lea La química en la salud “Lluvia ácida” de su libro de texto y responda:

a. ¿Qué és la lluvia ácida?

b. Escriba las reacciones en que se forma el ácido sulfúrico al quemarse el carbón y el

petróleo:

c. ¿Cómo se forma el ácido nítrico en la atmosfera? Escriba las ecuaciones

d. ¿Cuáles son los daños a la flora, fauna, monumentos y estructuras causadas por la lluvia ácida?

114

28. Lea La química en la salud “Antiácidos” de su libro de texto:

a. ¿Qué son los antiácidos?

b. ¿Qué efectos secundarios tiene el hidróxido de alumnio?

c. ¿En que pacientes es contraindicado el carbonato de calcio?

d. Escriba las reacciones de neutralización que se dan al reaccionar el antiácido con el

ácido estomacal:

e. ¿Qué sustancia de neutralización tiene el pepto-bismol, Maalox? Y el alka–seltzer?

29. EN UNA HOJA ADICIONAL realice un Mapa conceptual de los temas de esta semana

RESPUESTAS: 16.

[OH-] [ H+] pH pOH Indique si la solución es ácida, básica o neutra.

Indique de qué color tiñe el papel pH

a. 7.94 X10-13 0.0126 1.9 12.1 Acido Rojo

b. 1.25 X10-8 7.9 X 10-7 6.1 7.9 Acido Rojo

c. 1.86 X10-6 5.37 X10-9 8.27 5.73 Basico Azul

d. 3.3 X10-4 3.02 X10-11 10.52 3.48 Basico Azul

e. 0.056 1.78 X10-13 12.75 1.25 Basico Azul

f. 1.38 X10-12 7.3 X10-3 2.14 11.86 Acido Rojo

g. 2.4X10-9M 4.17 X10-6 5.38 8.62 Acido Rojo

18.

[ H+] [OH-] pH pOH % ionización

a. 8.48 x10-3 1.17 x10-12 2.07 11.93 2.12

b. 1.74 x10-11 5.7 x10-4 10.76 3.23 3.17

c. 9.49 x10-4 1.05 x10-11 3.02 10.98 1.9

19.

pH pOH Ka / kB

a.

3.25 10.75 2.24 x10-5

b. 2.23 11.77 2.08 x10-4

c. 10.65 3.35 2.25 x10-6

20.

[ H+] [OH-] pH pOH

a. 3.46 x10-6 2.86 x10-9 5.46 8.54

b. 3.24 x10-4 3.02 x10-11 3.48 10.52

c. 1.54 x10-12 6.45 x10-3 11.81 2.19

Titulación:

Normalidad HCl

Mililitros de solución

21. 0.64 N

22. 0.314 N

23. 3.84

24. 2.07

25. 0.53 N Normal

115

ANEXO

116



SEMANA 13

SOLUCIONES AMOTIGUADORAS Lic. Raúl Hernández Mazariegos

1. ¿Qué es una solución reguladora?

2. ¿Para qué se utilizan las soluciones reguladoras en los laboratorios?

3. ¿Para qué se utilizan comercialmente las soluciones reguladoras?

4. ¿Qué otros nombres tiene una solución reguladora?

5. ¿De qué componentes está constituida una solución reguladora?

6. ¿Cuál es la función de un ácido débil en una solución reguladora?

117

7. ¿Cuál es la función de una base débil en una solución reguladora?

8. Indique cuál de los siguientes pares de sustancias pueden constituir una solución reguladora (revise las tablas de ácidos y bases débiles que aparece en su libro de texto o en internet):

a. HNO3 / 3NO (si/no) _____________________

b. HCN / CN͞ (si/no) _____________________

c. HClO4 / 4ClO (si/no) _____________________

d. H2CO3 / CO2 (si/no) _____________________

e. H3PO4 / (si/no) _____________________

f. CH3NH2 / 3 3CH NH (si/no) _____________________

g. / (si/no) _____________________

h. HF / F- (si/no) _____________________

9. Escriba la ecuación de ionización de los siguientes ácidos y bases débiles (revise las tablas de ácidos y bases débiles que aparece en los libros de texto y en internet):

a. Anilina, C6H5NH2

b. Dietilamina, (CH3CH2)2NH2

c. Ácido benzoico, C6H5COOH

d. Ácido propiónico, CH3CH2COOH

e. Ácido fórmico, HCOOH

118

10. Complete la siguiente reacción:

2

4( ) ( )ac acHPO H

11. Complete la siguiente reacción:

2 4( ) ( )ac acH PO OH

12. Sobre la acidosis respiratoria y metabólica:

Acidosis respiratoria Acidosis metabólica

¿indique si aumenta o disminuye la concentración de CO2?

¿indique si aumenta o disminuye la concentración de H+?

¿indique si aumenta o disminuye el pH?

¿indique si aumenta o disminuye el pH?

¿Cuáles son los síntomas?


¿Cuáles son las causas?


¿Cuál es el tratamiento?

13. Sobre la alcalosis respiratoria y metabólica:

Alcalosis respiratoria Alcalosis metabólica

¿Indique si aumenta o disminuye la ¿Indique si aumenta o disminuye la

119

concentración de CO2?

concentración de H+?

¿Indique si aumenta o disminuye el pH?

¿Indique si aumenta o disminuye el pH?







14. Después de una intervención quirúrgica un paciente experimentó vómitos persistentes y el pH de su sangre llegó a ser de 7.56. (Normalmente es de 7.35). ¿La sangre llegó a ser más alcalina o ácida? ¿El paciente está experimentando una acidosis o una alcalosis?

15. Un paciente llegó a una sala de urgencias después de haber tomado una sobredosis de aspirina; se encontró que tenía pH en la sangre de 7.20. (Normalmente de 7.35). ¿La sangre llegó a ser más alcalina o ácida? ¿El paciente está experimentando una acidosis o una alcalosis?

120

16. Para estudiar el efecto de un medio débilmente acidificado sobre crecimiento de una especie de bacteria, un bioquímico preparó una solución reguladora para controlar la acidez del medio constituida por un ácido débil y su sal. La solución reguladora fue producida con concentraciones de NaC2H3O2 (acetato de sodio) 0.11 M y HC2H3O2 (ácido acético 0.09 M. ¿Cuál es la concentración de iones hidrógeno (H+) y el pH de esta solución? La constante de ionización del ácido acético Ka = 1.8 x 10-5.

log

a

ácidoH K x

anión

pH H

17. Utilización de la ecuación de Henderson-Hasselbach. Se preparó una solución reguladora con ácido fórmico HCHO2, 0.085 M y formiato de sodio, NaCHO2, disuelto en la misma solución a una concentración 0.10 M. Calcule el pH de esta solución. Para el ácido fórmico, Ka = 1.8 x 10-4.

Se puede convertir la ecuación:

a

ácidoH K x

anión

en una forma que incluya el pH en vez de H . El resultado, llamado ecuación de

Henderson-Hasselbach también puede ser utilizado para resolver este problema. Si se obtiene el logaritmo de ambos miembros de la ecuación anterior, y después se multiplica cada término por -1, se obtiene

log log loga

ácidoH K

anión

Se puede identificar expresiones para el pH y pKa en esta ecuación, de tal modo que se puede escribir

loga

ácidopH pK

anión

si se observa que

121

log logácido anión

anión ácido

se puede escribir

log Ecuación de Henderson-Hasselbacha

aniónpH pK

ácido

Utilice esta ecuación para resolver el problema anterior.

18. ¿Cuál es el pH de una solución reguladora de fosfato que contiene fosfato dihidrogenado de sodio (NaH2PO4) 1.0 M y fosfato hidrogenado de sodio (NaHPO4) 0.50 M? La constante de ionización Ki= 6.2 x 10-8.

19. 250 mL de una solución reguladora están formados por ácido láctico, CH3CH(OH)COOH (ki = 1.4 x 10-4) y su base conjugada CH3CH(OH)COO-, de manera que la solución contiene 0.13 mol de ácido débil y 0.12 mol de la base.

a. Calcule el pH de la solución reguladora.

b. Calcule el pH de la solución después de la adición de 0.01 mol de un ácido monoprótico fuerte.

c. Calcule el pH de una muestra diferente de la solución original después de la adición de 0.01 mol de hidróxido de sodio.

0.103.74 log 3.81

0.085pH

3.75pH

122

20. Calcule el pH de una solución reguladora preparada con NH3 0.20M y NH4Cl 0.17M si la constante de ionización del amoníaco, Ki = 1.8 x 10-5.

a. ¿Cuál es el nuevo pH de la solución reguladora anterior buffer después de agregar HCl 0.015M?

b. ¿Cuál es el nuevo pH de la solución reguladora anterior después de agregar NaOH 0.015M?

21. El sistema regulador de ácido carbónico-bicarbonato, tiene la máxima capacidad de controlar el pH de la sangre porque está vinculado a los pulmones y a los riñones.

2 3 3

ácido carbónico bicarbonato

H CO H HCO

a. Escriba la reacción que se produce cuando se agrega H+:

b. Escriba la reacción que se produce cuando se agrega OH-:

3.88pH

123

22. Elabore un mapa conceptual con el contenido de la semana. RESPUESTAS

Pregunta Respuesta

18

19

20

a.

b.

0.507.21 log 6.91

1.0pH

3.81pH

9.32pH

9.39pH

9.25pH

manual de guÍas de estudio quÍmica 2020...encontrarán en éste manual 13 guías de estudio...

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