• Author / Uploaded
• servanda

Citation preview

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA QUÍMICA, PRIMER AÑO

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO QUÍMICA 2018

SEMANAS 1 A 13 Nombre:_____________________________________________________ Número de Carnè ____________________________________________ Docente: ________________________Día y hora de Clase:___________

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 1 ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA Elaborado por: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar Capítulo 3 del libro de texto. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA 1. Llene el siguiente crucigrama VERTICALES 1. Partícula subatómica neutra que tiene una masa de 1 uma aprox. 2. Elemento del grupo 7A que posee 7 electros en el último nivel de energía 3. Nombre que reciben los elementos ubicados en las dos primeras y últimas seis columnas de la tabla periódica. 4. Región alrededor del núcleo donde es más probable encontrar electrones. 5. Partícula subatómica con carga negativa y masa muy pequeña 6. Elemento diatómico de la columna 6A

HORIZONTALES 7. Fila horizontal elementos en la tabla periódica 8. Partícula más pequeña de un elemento que conserva las características del elemento 9. Contienen a los protones y neutrones 10. Columna vertical en la tabla periódica que contienen elementos con propiedades físicas y químicas similares 11. Átomo que difiere solo en el número de masa…… 12. Elementos con propiedades tanto de metal como no metal que se encuentran a lo largo de la línea en zigzag de la tabla periódica 13. Grupo de orbitales de igual energía dentro de los niveles de energía principales 14. Partícula subatómica con carga positiva

NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE 2

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO MASA 2. Complete las siguientes afirmaciones: a. El número atómico de un elemento corresponde al número de ____________ b. El átomo es eléctricamente neutro, entonces en un átomo hay el mismo número de _________________ y de __________________. c. El número de masa de un elemento es igual a la suma de: __________________________ + _____________________ 3. Complete la siguiente tabla: NOMBRE DEL ELEMENTO

a.

SÍMBOLO

Metal /No metal

ATÓMICO

POTASIO

b.

NUMERO DE MASA

Ag

+

DE P

NUMERO DE NEUTRONES

YODO

NUMERO DE e

19 47

33

e.

NUMERO

39

c. d.

NUMERO

61 42

127 Cr

52

24

ISOTOPOS NOTACIÓN ISOTÓPICA Para distinguir entre los diferentes isótopos de un elemento, se puede representar de las siguientes formas:

3

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

4. El elemento Cromo tiene 4 isotopos estables con números de masa de 50, 52, 53 y 54. Escriba la notación isotópica que indica símbolo de elemento, numero de masa y numero atómico de los diferentes isotopos a.

b.

c.

d.

5. Escriba la notación isotópica que indica símbolo, número de masa y número de atómico de los isotopos con las siguientes características: NOTACIÓN ISOTÓPICA a.

24 protones y 28 neutrones

b.

35 protones y 46 neutrones

c.

38 electrones y 51 neutrones

4

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 6. Compete la siguiente tabla en base a la información proporcionada NOTACIÓN ISOTÓPICA

PROTONES

NEUTRONES

ELECTRONES

a.

b.

c.

d.

e.

IONES 7. Escriba la definición de IÓN aparece en los “términos clave” capítulo 5 del libro de texto.

8.

Llene la siguiente tabla: Cuando los átomos:

ADQUIEREN UNA CARGA (POSITIVA/ NEGATIVA)

RECIBEN EL NOMBRE (CATION / ANION)

GANAN ELECTRONES

PIERDEN ELECTRONES

5

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 9. Complete el siguiente cuadro con la información proporcionada: ION

a.

Na+

b.

O-2

NUMERO DE PROTONES

NÚMERO DE ELECTRONES

30 p+

d.

56 p+

e.

16 p+

ANION

NOMBRE DEL CATION O ANION

2 e- ganados 2 e- perdidos

57 e2 e- ganados

f.

46e-

4 e- perdidos

g.

20 e-

1 e- perdido

8 e-

h.

CATION /

GANO O PERDIÓ

10 e-

c.

CUANTOS ELECTRONES

2 e- ganados

10. 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 poliatómico comunes” de su libro de texto) COMPUESTO

METAL

NOMBRE DEL ION POLIATOMICO PRESENTE EN EL COMPUESTO

EJEMPLO

Na2SO3

Na

Sulfito

a.

CaCO3

b.

Al(NO3)2

c.

NaHCO3

d.

K3PO4

FORMULA DE ION POLIATOMICO

6

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO COMPUESTO

e.

K2Cr2O7

f.

NaClO3

g.

NaOH

METAL

NOMBRE DEL ION POLIATOMICO PRESENTE EN EL COMPUESTO

FORMULA DE ION POLIATOMICO

TABLA PERIÓDICA

11.

En la tabla periódica que encontrará a continuación realice lo siguiente: a. Coloree de color celeste los METALES, verde los METALOIDES y amarillo los NO METALES b. Escriba los símbolos de los elementos DIATÓNICOS c. Escriba el símbolo del primero elemento en cada columna de los elementos representativos

7

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 12. ¿Qué nombre reciben los siguientes grupos de la tabla periódica? a) IA: ______________________________________ b) IIA: ______________________________________ c) VIIA: _____________________________________ d) VIIIA:_____________________________________

13. Indique en qué grupo y periodo de la tabla periódica está cada uno de los siguientes elementos CLASIFICACIÓN ELEMENTO

a.

ORO

b.

ARSÉNICO

c.

RADÓN

d.

CADMIO

e.

PLOMO

f.

NÍQUEL

g.

HELIO

h.

BORO

i.

FOSFORO

j.

MERCURIO

GRUPO

PERIODO

(REPRESENTATIVO, TRANSICIÓN, GAS NOBLE O TRANSICIÓN INTERNA)

DIAGRAMA DE ORBITALES 14. Recordando que en un orbital el número máximo de electrones es de dos, llene el siguiente diagrama de electrones para cada uno de los elementos.

8

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO No.

Elemento

Ejemplo

Si

1.

O

2.

S

3.

Al

4.

P

Diagrama de Orbital

1s

2s

2p

1s

2s

2p

3s

3p

1s

2s

2p

3s

3p

1s

2s

2p

3s

3p

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 15. Indique el número máximo de electrones por Nivel de energía y subniveles :

NIVELES ENERGÉTICOS

NÚMERO MÁXIMO DE ELECTRONES

(n)

(2n2)

1 2 3

subnivel

NUMERO MÁXIMO DE ELECTRONES

s

4 5

p

6

d

7

f

9

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 16. Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones en el siguiente cuadro, utilizando la “Regla de la diagonal”

ÁTOMO No. ó ION

Ej:

Mg

a.

C

b.

Na

c.

Na+

d.

Cl

e.

Cl

f.

Ca

g.

Ca+2

h.

Se

i.

Se

j.

O

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA SEMIDESARROLLADA

1s22s22p63s2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ABREVIADA

[Ne]3s2

-

-2

10

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

DIAGRAMA DE BOHR El diagrama de Bohr del átomo de un elemento representa números específicos de electrones en niveles de energía definidos. Ejemplos:

DIAGRAMAS DE BOHR DEL MAGNESIO

17.

Ejemplo

No.

Llene la siguiente tabla con lo solicitado guíese con el ejemplo: ÁTOMO

DIAGRAMA DE BOHR

ION

DIAGRAMA DE BOHR

+

K

K CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

11

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO No.

ÁTOMO

1

Mg

DIAGRAMA DE BOHR

ION

Mg+2 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

Ca+2

Ca CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

3

Cl

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

Cl

-

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

4

DIAGRAMA DE BOHR

O

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

O CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

-2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

12

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO No.

ÁTOMO

5

N

DIAGRAMA DE BOHR

ION

-3

N CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

6

DIAGRAMA DE BOHR

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Sr +2

Sr CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:

18. Lea La química en el ambiente “Toxicidad del Mercurio”

y responda

las

afirmaciones son verdaderas o falsas (V / F) V/F a.

El mercurio es líquido a temperatura ambiente

b.

La exposición prolongada al mercurio puede dañar cerebro y riñones

c.

Las bacterias que se encuentran en el agua salada y dulce convierten el mercurio en metilmercurio que no es toxico

d.

La FDA recomienda el consumo de pez espada atún y tiburón 5 veces por semana

e.

En 1950 ocurrió uno de los peores envenenamientos por mercurio en Japón, muchas personas murieron o padecieron daño neurológico.

f.

En Estados unidos entre 1988 y 1997 el uso de mercurio disminuyo cuando se prohibió incluirlo en pinturas y pesticidas

13

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

18. Lea la Química en la Salud: “Elementos esenciales para la salud” en su libro de texto y responda VERDADERO (V) o FALSO (F) V/F a.

De todos los elementos solo alrededor de 10 son esenciales para la supervivencia del cuerpo humano

b.

El oxígeno, carbono, hidrogeno y nitrógeno constituyen el 96% de la masa corporal

c.

Ca. P, K, Cl, S, Na y Mg son macrominerales y se necesitan cantidades más pequeñas en la dieta diaria

d.

Los elementos llamados microminerales también reciben el nombre de oligoelementos.

e.

Los microminerales están presentes en el cuerpo humano engrandes cantidades.

f.

El K+ es el ion más abundante en células, su función es la contracción muscular, impulsos nerviosos

g.

El Manganeso (Mn) es componente del hueso y necesario para las reacciones metabólicas

h.

En Na es componente de proteínas y ácidos nucleicos

i.

El cobalto es un componente de la vitamina B12

j.

El elemento si es componente de la hemoglobina

19. En una hoja adicional elabore un MAPA CONCEPTUAL de los temas de esta semana

14

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO NOMENCLATURA ESTUDIO EN CASA: Repase por su cuenta el siguiente Documento y realice los ejercicios que se encuentran al final.

DOCUMENTO DE APOYO “CONOCIMIENTOS BÁSICOS SOBRE NOMENCLATURA Unidad Didáctica de Química, Facultad de Ciencias Médicas, USAC, 2018 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., “QUÍMICA GENERAL, ORGÁNICA Y BIOLÓGICA. 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.

15

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 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: 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.

16

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 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

1ó2

Hipo

OSO

3ó4

----

OSO

5ó6

----

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

I. COMPUESTOS BINARIOS A. Combinación de los Átomos de los Elementos con el Oxigeno a) ÓXIDOS: si se une un metal con oxígeno. Ejemplo:

SISTEMA CLÁSICO

SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO

SISTEMA STOCK

Hg2O HgO MnO2

Oxido mercuroso Oxido mercúrico Oxido

Monóxido de dimercurio Monóxido de mercurio Dióxido de manganeso

Oxido de mercurio (I) Óxido de mercurio (II) Oxido de Manganeso

17

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO manganoso Na2O

Oxido de sodio

N.A. = No aplica

(IV) 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, H 2O2, 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”.

18

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Ejemplo

SISTEMA CLÁSICO

SISTEMA ESTEQUIOMETRICO

HCl

Ácido clorhídrico

Cloruro de hidrógeno

HBr

Acido bromhídrico

Bromuro de hidrógeno

H2S

Ácido sulfhídrico

Sulfuro de hidrógeno

Algunos hidruros de los no metales reciben nombres especiales SISTEMA CLÁSICO

SISTEMA ESTEQUIOMETRICO

NH3

Amoníaco

Azano

PH3

Fosfina

Fosfano

H2O

Agua

Oxidano

Ejemplo

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. SISTEMA

Ejemplo:

SISTEMA CLÁSICO

SISTEMA STOCK ESTEQUIOMETRICO

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 de plomo

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.

19

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Se nombran haciendo terminar en “URO”, el nombre del no metal y a continuación se da el nombre del metal.

Ejemplo:

SISTEMA CLÁSICO

FeCl3

Cloruro férrico Cloruro de oro ó

AuCl3

SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO

SISTEMA STOCK

Tricloruro de hierro

Cloruro de hierro (III)

Tricloruro de oro

Cloruro de oro (III)

cloruro aúrico*

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.

Yoduro de potasio

N.A.

N.A.

Sulfuro de Bario

N.A.

N.A.

KI BaS *

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

Ejemplo

SISTEMA CLÁSICO

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.

20

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 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 NH 4 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

Ácido nítrico

H2SO4

Ácido 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

KNO3

Nitrato de potasio

N.A.

N.A.

Nitrato de plata

N.A.

N.A.

AgNO3

N.A. (No aplica)

Sulfato de cobre (II)

21

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 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.

*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). SISTEMA CLÁSICO Ejemplo: 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. SALES DOBLES = METAL 1 + METAL 2 + RADICAL

22

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Ejemplo

Sistema Clásico

Sistema Stock

KNaSO4

Sulfato potásico y sódico

Sulfato potasio (I) y sodio (I)

LaCd(NO2)5

Nitrito lantanico y cadmico

Nitrito lantano (III) y cadmio(II)

1. Nombre siguientes compuestos: COMPUESTO a.

MnCl2

b.

CuO

c.

FeO

d.

Na2O2

e.

HBr

f.

Mn2S7

g.

NaNO3

h.

Li2SO3

i.

KNaCO3

j.

BaNaPO4

CLASICO

SISTEMA ESTEQUIOMETICO

STOCK

2. Escriba la fórmula que corresponde a los siguientes nombres: a. b. c. d. e. f. g.

NOMBRE Óxido de azufre (II)

FORMULA

Trióxido de selenio Cloruro de níquel (II) Ácido hipobromoso Bicarbonato de Potasio Sulfato de cobre (I) Nitrito de cadmio (II) y plata (I)

3. Resuelva los siguientes ejercicios de su libro de texto, página 170 y 174. 5.15; 5.16; 5.21; 5.22; 5.31; 5.32; 5.33 y 5.34

23

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA QUÍMICA, PRIMER AÑO

GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 2 UNIONES Y ENLACES QUÍMICOS Elaborado por: Isabel Fratti de Del Cid Use el libro y la tabla periódica recomendados para responder con respecto a la electronegatividad y sus aplicaciones lo siguiente: 1-La electronegatividad se refiere a la capacidad de un átomo para (Subraye). 1. 1-Atraer los protones en un enlace 1. 2-Atraer los electrones cuando el átomo no se halla combinado 1. 3-Repeler los electrones de un enlace 1. 4-Atraer los electrones en un enlace 2- Respecto a la electronegatividad y sus aplicaciones responda: 2.1-El elemento con mayor capacidad para atraer los electrones de un enlace es el_______________________________________. 2.2-En el compuesto CO el Carbono tiene mayor capacidad que el oxígeno para atraer los electrones del enlace? Si/No_____ Porque? _______________________________________ 2.3-En un período los elementos con mayor número atómico poseen mayor electronegatividad? Si /No_____ Por lo tanto en un período la electronegatividad aumenta de Izquierda a Derecha o de Derecha a Izquierda? ___________________________. 2.4- Revise los radios atómicos en los grupos IA y II A. ¿A mayor radio atómico (Mayor/ Menor) electronegatividad? _________.Por lo tanto la electronegatividad en un grupo Aumenta de Arriba hacia abajo o de Abajo hacia arriba?____________________.

3-Complete el siguiente cuadro.

24

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

Nombre / (valor de electronegatividad)

Metal* /No metal *

Ej. Litio / 0.98

metal

Elemento: Representativo / transición Representativo

Nombre / (valor de electronegatividad)

Metal */ no metal*

Elemento Representativo / Transición

Zinc /

Cloro /

Carbono /

Calcio /

Oxígeno /

Cromo /

Galio /

Arsénico /

Flúor/

* Puede apoyarse entre otras en el código de colores presente en la tabla periódica.

4- Observe en la tabla periódica y ordene de mayor a menor electronegatividad (que presentan en general) Los siguientes grupos de elementos: a) Metales de transición b) Halógenos c) Alcalinotérreos d) No metales del grupo VI e) Alcalinos _________________>_________________>______________>______________> _______________________.

Para resolver los siguientes ejercicios, use la siguiente información. I-Para determinar el tipo de enlace presente( covalente polar, no polar / iónico) debe: a- Restar el valor de la electronegatividad mayor de la menor (no importando el orden en que aparecen los elementos en la fórmula). b- En caso de que el elemento aparezca dos o más veces no debe multiplicar el valor de la electronegatividad por dicho número. c- Siga el siguiente criterio para clasificar los enlaces en base a diferencia de electronegatividad:

25

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Rango de diferencia de electronegatividad

0.0-0.4

Tipo de enlace

Covalente no polar * o covalente apolar.

Características el enlace

Comparten electrones, generan dipolos

no

>0.4 Atracciones Dipolo-Dipolo > Fuerzas de dispersión o London.

40

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

Importancia biológica de las fuerzas intermoleculares: participan en el establecimiento de enlaces que estabilizan y dan forma a moléculas componentes de los tejidos vivos: Proteínas, Carbohidratos, ácidos nucleicos. De hecho la doble hebra del ADN, se mantiene por puentes de hidrogeno. La estructura terciaria y cuaternaria de las proteínas se estabiliza en parte por las fuerzas intermoleculares antes descritas. 8- Complete el siguiente cuadro. Compuesto o elemento diatómico

Diferencia de electronegatividad

ENLACE COVALENTE Polar / no polar

PRINCIPAL FUERZA INTERMOLECULAR PRESENTE

SiH4 H2O Br2 HCl NH3

9- Cuál de los siguientes compuestos: I2, NH3 , HCl , SiH4 posee moléculas que:

a) Forman dipolos pero NO puentes de Hidrógeno: _______

b) Forman dipolos temporales ____________

c) Poseen las fuerzas intermoleculares más intensas _______

41

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

Esquemas que muestran cómo se establecen puentes de Hidrogeno entre moléculas del mismo compuestos o entre compuestos diferentes.

10- En los siguientes cuadros, muestre con esquemas o dibujos lo solicitado. Atracciones dipolo-dipolo entre moléculas de Puentes de Hidrogeno entre moléculas de HBr alcohol metílico CH3OH

11- Haga ejercicios de la sección preguntas y problemas de temas relacionados con los contenidos vistos en clase. (Escoja los números impares y vea respuesta al final del capítulo). 12- Elabore un mapa conceptual de los temas vistos en clase.

42

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

GUÍA DE ESTUDIO 2018

SEMANA 4 REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA Elaborado por: Licda. Corina Marroquín Orellana 1. Relacione la columna de la derecha con los conceptos de la columna de la

izquierda A.

↓o (s) al pie de uno de los

B.

Coeficiente

C.

Reacción química

D.

Producto

E.

↑ o (g) al pie de uno de los

productos

productos F. G. H.

I.

Ecuación química

Sustancia formada como resultado de una reacción química Representación de una reacción química que indica reactivos, productos y coeficientes Proceso mediante el cual tiene lugar un cambio químico Reacción química en la que los reactivos se unen para formar un solo producto Símbolo que indica que el producto es un precipitado Reacción de doble sustitución 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 Símbolo que indica que el producto es gas Reacción en la que un elemento sustituye a un elemento en un compuesto

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

(manifestación) visible de una reacción química: 2.1 2.2 2.3 2.4

43

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

3.

Partes de una ecuación: En las siguientes ecuaciones químicas indique el significado o nombre de lo que señala la flecha. 3.1 B.

E.

A . A.____________________________________

F.

C.

D .

B.____________________________________ C.____________________________________ D.____________________________________ E.____________________________________ F.____________________________________

3.2

D

A. C

E

B. A._____________________________________ B._____________________________________ C._____________________________________ D.____________________________________ E._____________________________________

44

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

4.

¿Qué manifestación esperaría observar en las siguientes reacciones? ECUACIÓN

MANIFESTACIÓN

a . b .

c.

BALANCEO DE ECUACIONES AL TANTEO

Puede usar el siguiente orden para balancear los elementos, como inicio,

1) Metales, 2) No metales, 3) Hidrógeno y 4) Oxígeno. 5.

a.

Balancee las siguientes ecuaciones:

Al + 3S

Al2S3

b.

c.

KOH + H2SO4 H2 O

K2SO4 + H2O

d.

e.

45

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

TIPOS DE REACCIONES Escriba la representación de la reacción (utilice la tabla 6.3) y de un ejemplos de cada tipo:

6.

6.1. REACCIÓN DE COMBINACIÓN: Representación de la reacción Ej: 6.2. REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN: Representación de la reacción Ej: 6.3. REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE: Representación de la reacción Ej: 6.4. REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE: Representación de la reacción Ej: 6.5. REACCIÓN DE COMBUSTIÓN: Representación de la reacción Ej: 6.6. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN Representación de la reacción Ej:

46

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 7.

Utilizando las ecuaciones de los incisos 6.2, 6.4,6.6 del capítulo 6 de su libro de texto llene la siguiente tabla: Nota: Si en los incisos hay más de una ecuación de algún tipo cópielas todas, sino hubiere ecuación de algún tipo deje el espacio en blanco Tipo de reacción

ECUACIÓN

a. COMBINACIÓN b. ANÁLISIS c. SIMPLE SUSTITUCIÓN d. DOBLE SUSTITUCIÓN

e.

COMBUSTIÓN

REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS 8.

Clasifique las siguientes ecuaciones químicas como Reacciones endotérmicas o exotérmicas:

ENDOTÉRMICA O ECUACIÓN QUÍMICA EXOTÉRMICA

a. b. c. d.

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) + 819 kJ N2(g) + O2(g) 2 NO (g) H= + 21.6 kcal

CH4(g) + 2 O2(g)

CO2 (g) + 2 H2O (g) + 802.4 kJ/mol

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (l) + energía

e. f. 4 Fe (s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) H= -1.7x10 kJ -3

g.

47

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 9.

Clasifique las siguientes ecuaciones químicas como Reacciones reversibles o irreversibles: REACCIÓN REVERSIBLE O

ECUACIÓN QUÍMICA a. b. c. d.

IRREVERSIBLE

N2O4(g) 2 NO2(g) 2 Al (s) + 3 ZnO(s) Al2O3(s) + 3 Zn (s) CaCO3(s)CaO(s) + CO2(g) FeO(s) + CO (g) Fe (s) + CO2(g)

NUMERO DE OXIDACIÓN Siguiendo las reglas para asignar el número de oxidación de los elementos encuentre el número de oxidación para cada elemento según el ejemplo: COMPUESTO O ION

ejemplos

NÚMEROS DE OXIDACIÓN DEL ELEMENTO EN EL COMPUESTO O ION

C : +4 x 1 =+4 O: -2 x 2 = -4

CO2

C:+4

O: -2

OH-

O: -2

H: + 1

CaCO3 Ca:+2

SUMA TOTAL DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN

C:+4

O: -2

O: -2 x 1 = -2 H: +1x 1 = +1 -1 Ca: +2 x 1 = +2 C: +4 x1= +4 O: -2 x 3 = -6 0

+

0

+ +

a. NaCl

Na:

Cl:

NaHCO3

Na:

C:

Na2O

Na:

O:

CuSO4

Cu:

H2O2

H:

NaCO3

Na:

b. O:

c. d. S:

O:

e. O:

f. C:

O:

48

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO COMPUESTO O ION

NÚMEROS DE OXIDACIÓN DEL ELEMENTO EN EL COMPUESTO O ION

SUMA TOTAL DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN

g. K2Cr2O7

K:

Cr:

O:

Ba3(PO4)2

Ba:

P:

O:

H i. j. k. l.

10.

K

+

K:

Al+3

Al:

PO4-3

P:

O:

SO4 -2

S:

O:

Lea La química en la salud (página 215), “El esmog y la salud” y responda si las afirmaciones son verdaderas (V) o falsas (F) AFIRMACIONES

a. b. c.

Hay dos tipos de esmog El esmog fotoquímico necesita luz solar para iniciar reacciones que producen contaminantes El esmog industrial o de Londres es el más prevalente en áreas donde se quema carbón que contiene azufre

d.

Cuando las moléculas de NO se exponen a la luz solar se convierten en NO2 y un átomo de oxigeno

e.

Cuando el N2 y O2 reaccionan a altas temperaturas en los motores de automóviles se produce NO gaseoso Los átomos de oxigeno son tan reactivos que se combinan con moléculas de oxígeno en la atmósfera, o que forma ozono En la estratosfera el ozono es benéfico porque protege contra la luz ultravioleta que previene del sol El SO2 es dañino para las plantas y corrosivo para metales como el cuero La presencia de ácido sulfúrico en ríos y lagos disminuye el pH del agua

f. g. h. i.

11.

(V) / (F)

Elabore en una hoja adicional un mapa conceptual del tema: “REACCIONES QUÍMICAS”.

49

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 5 REACCIONES REDOX Elaborado por: Lic. Raúl Hernández Mazariegos Si desea comprobar sus resultados al balancear las reacciones, puede usar la siguiente aplicación: http://www.guatequimica.com/AjustadorReacciones/AjustadorEcuaciones.html 1.

Defina los siguientes términos:

a) b) c) d) e) f) g)

Oxidación Reducción Número o estado de oxidación Valencia Electrones transferidos Agente oxidante Agente reductor

2. a) b) c) d)

Defina la oxidación en términos de lo siguiente: Átomos de oxígeno ganados o perdidos Átomos de hidrógeno ganados o perdidos Electrones ganados o perdidos Cambio en el número de oxidación

3. a) b) c) d)

Defina la reducción en términos de lo siguiente: Átomos de oxígeno ganados o perdidos Átomos de hidrógeno ganados o perdidos Electrones ganados o perdidos Cambio de número de oxidación

4.

Las “ecuaciones” siguientes representan sólo una parte de una reacción química. Con respecto a cada reactivo indicado, señala si se oxida o se reduce. a)

H2O H2

b)

C2H4O C2H6O 50

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

5.

c) d) e) f)

Br2  2Br – C2H4O  C2H4O2 Cl2  2Cl – O2 + 4e -  2O 2

g) h) i) j) k)

WO3  W 2Br -  Br2 + 2e CO  CO2 Cr+3 + 3e - Cr Ni Ni+2 + 2e -

Los aceites vegetales insaturados reaccionan con el hidrógeno y forman grasas saturadas. Una reacción representativa es la siguiente: C57H104O6 + 3H2 → C57H110O6 ¿se oxida o se reduce el aceite insaturado?

6.

Las uvas verdes son excepcionalmente agrias debido a una alta concentración de ácido tartárico. Conforme las uvas maduran, este compuesto se transforma en glucosa:. C4 H6O2  C6 H12O6 ácido tartárico

glucosa

¿Se oxida o se reduce el ácido tartárico?

Cálculo del número de oxidación 1.

¿Cuál es el número de oxidación del azufre en el H2SO4?

a) El número de oxidación del hidrógeno es +1, y hay dos átomos de hidrógeno. b) El número de oxidación del oxígeno es -2, y hay cuatro átomos de oxígeno. c)

A partir de esto hay que calcular el número de oxidación del elemento central, el S. Como la suma algebraica de los número de oxidación debe ser igual a cero, el azufre vale +6. 2(+1) +4(-2) + x = 0 -6 – x = 0 x = +6

51

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 2 1

8  0 2

H 2 S O4

2 6 8  0 1 6 2

H 2 S O4

2.

¿Cuál es el número de oxidación del fósforo en el Ca3(PO4)2?

a)

El número de oxidación del calcio es +2, y hay tres átomos de calcio.

b)

El número de oxidación del oxígeno es -2, y hay cuatro átomos de oxígeno.

c)

A partir de esto hay que calcular el número de oxidación del elemento central, el P. Como la suma algebraica de los número de oxidación debe ser igual a cero, la suma para el fósforo es +10, pero como son dos fósforos por el paréntesis, el +10 se divide entre 2 y da por resultado +5. 6 2

3.

16  0 2

6 10 16  0 2 5 2

Ca3 ( P O4 )2

Ca3 ( P O4 )2

¿Cuál es el número de oxidación del cromo en el Cr2O-27 ?

a) El número de oxidación del oxígeno es -2, y hay siete átomos de oxígeno. b) Sea x el número de oxidación del cromo. La suma debe ser -2 c) Por lo que la suma para el cromo es +12, que luego se divide entre 2 porque son dos cromos. d) El valor final para el cromo es +6 2 x + 7(-2) = -2 2 x = +12 x = +6

14 2 2

Cr2 O7

12 14 2 6 2

Cr2 O7

52

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 7.

8.

9.

Indique el número de oxidación del: a) b)

B en el B2O3 C en el C2O-24

c) d)

S en el S8 Cl en el ClO4

e) f)

S en el K2S Mn en el MnO4

g)

P en el K2H2P2O7

¿Cuáles de las siguientes son reacciones redox? a) CaCl2 + 2KF →CaF2 + 2KCl b)

CaI2 + Cl2 → CaCl2 + I2

c)

PbO2 + 4HCl→ PbCl2 + Cl2 + 2H2O

d)

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

e)

Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2

f)

Pb(NO3)2 + Na2SO4 → PbSO4 + 2NaNO3

g)

CuO + CO → Cu +CO2

Escriba el estado de oxidación para cada elemento en las siguientes reacciones: a) b) c) d) e)

Na2S2O3 + KIO3 + HCl →Na2SO4 + K2SO4 + ICl + H2O K2SeO3 + KI + HCl →KCl + Se + I2 + H2O Na2TeO4 + HCl →H2TeO3 + NaCl + Cl2 + H2O V2O2 + KMnO4 + H2SO4 →V2O5 + MnSO4 + K2SO4 + H2O K2SeO3 + KI + HCl →KCl + Se + I2 + H2O

10. Escriba las letras AO debajo del agente oxidante y AR debajo del agente reductor en las siguientes ecuaciones: a)

2Fe  3Cl2  2FeCl3

b)

Mg  Cu( NO3 )2  Cu  Mg ( NO3 )2

c)

2PbO  C  2Pb  CO2

d)

Cl2  2 NaBr  Br2  2 NaCl

53

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 11. Dada la reacción 2HNO3 + SO2 → H2SO4 + 2NO2 a)

¿Qué elemento se oxida?

b)

¿Qué elemento se reduce?

c)

¿Cuál es el agente oxidante?

d)

¿Cuál es el agente reductor?

12. Cuando se pone cobre metálico en ácido nítrico concentrado, el líquido adquiere una coloración verde y se desprende dióxido de nitrógeno gaseoso de color ámbar. Cu(s) + 4HNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2NO2(g) + 2H2O(l) a)

¿Qué elemento se oxida?

b)

¿Qué elemento se reduce?

c)

¿Cuál es el agente oxidante?

d)

¿Cuál es el agente reductor?

13. Los objetos de plata que entran en contacto con huevo se manchan. La descomposición de las proteínas del huevo produce sulfuro de hidrógeno, H2S, que reacciona con la plata de acuerdo con la reacción que sigue para formar sulfuro de plata, Ag2S. 4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S + 2H2O

a) b)

¿Qué sustancia se oxida? ¿Cuál es el agente oxidante?

Ejemplo 1 para ajustar una reacción redox por el método de la variación en el estado de oxidación:

H 2O  H 2  O2

 +1 -2

Lo primero es escribir los estados de oxidación. 0

0

H 2 O  H 2 + O2 54

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO  Determine quién se oxida, observando quién aumenta su número o estado de oxidación. +1 -2

0

0

H 2 O  H 2 + O2 oxidación -2

0

O O2



Determine quién es el agente reductor +1 -2

0

0

Agente reductor

reducción

H 2 O  H 2 + O2 +1

0

H2 H2

 Determine quién se reduce, observando quién disminuye su estado de oxidación. +1 -2

0

0

Agente reductor

reducción

H 2 O  H 2 + O2 

+1

0

H2 H2

Determine quién es el agente oxidante +1 -2

0

0

Agente reductor y oxidante

reducción

H 2 O  H 2 + O2 +1

0

H2 H2

 Determine el número de electrones perdidos en la oxidación y el número de electrones ganados en la reducción. +1 -2

0

H2 O  Agente reductor y oxidante



H2 reducción 1e- x 2H=2e-

0

+

O2 oxidación 2e- x 2O=4e-

Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes. +1 -2

0

0

Agente reductor y oxidante

reducción 1e- x 2H=2e-

oxidación 2e- x 2O=4e-

H 2 O  4H 2 + 2O2 

Ajuste por tanteo el resto de sustancias. +1

-2

0

0

reducción 1e- x2H=2e-

oxidación 2e- x2O=4e-

4H 2 O  4H 2 + 2O2 Agente reductor y oxidante

Electrones transferidos 8e  

 Finalmente, simplifique los coeficientes ya que todos son divisibles entre 2. +1

-2

0

0

reducción

oxidación

2H 2 O  2H 2 + O2 Agente reductor y oxidante

Electrones transferidos 8e



/ 2 = 4e 

Ejemplo 2 para ajustar una reacción redox por el método de la variación en el estado de oxidación:

Al + S  Al2S3

55

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 

Lo primero es escribir los estados de oxidación. 0

3

0

2

Al + S  Al2 S 3

 Determine quién se oxida, observando quién aumenta su número o estado de oxidación. 0

3

0

Al

oxidación

2

+ S  Al2 S 3

3

0

Al  2Al



Determine quién es el agente reductor 0

3

0

2

Al + S  Al2 S 3

Agente Reductor

 Determine quién se reduce, observando quién disminuye su estado de oxidación. 0

0

Al +

S

reducción

3

2

 Al2 S 3

2

0

S3 S



Determine quién es el agente oxidante 0

0

Al +

S

Agente Oxidante

3

2

 Al 2 S 3

 Determine el número de electrones perdidos en la oxidación y el número de electrones ganados en la reducción. 0

0

3e

2e

3

2

Al + S  Al2 S 3 

Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes. 0

0

3e

2e

3

2

2Al + 3S  Al2 S 3  

Ajuste por tanteo el resto de sustancias. 0

0

3e

2e

3

2

2Al + 3S  Al2 S 3 

Electrones transferidos 6e  

Ejemplo 3 para ajustar una reacción redox por el método de la variación en el estado de oxidación:

Mg + B2O3  MgO+B 

Lo primero es escribir los estados de oxidación. 0

3

2

2

2

0

Mg + B2 O3  Mg O + B

 Determine quién se oxida, observando quién aumenta su número o estado de oxidación. 0

3

2

2

2

0

Mg + B2 O3  Mg O + B oxidación 0

2

Mg Mg

56

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 

Determine quién es el agente reductor 3

0

2

2

2

0

Mg + B2 O3  Mg O + B Agente reductor

 Determine quién se reduce, observando quién disminuye su estado de oxidación. 3

0

2

2

2

0

Mg + B2 O3  Mg O +

B

reducción +3

0

2 B B



Determine quién es el agente oxidante 3

0

2

2

2

0

Mg + B2 O3  Mg O + B Agente oxidante

 Determine el número de electrones perdidos en la oxidación y el número de electrones ganados en la reducción. 3

0

2

2

2

0

Mg + B  Mg O + B 2 O3   3e x 2 B  6 e

2 e



Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes. 3

0

2

2

2

0

6Mg + 2B  Mg O + B 2 O3   3e x 2 B  6 e

2 e



Ajuste por tanteo el resto de sustancias. 3

2

2

2

6Mg + 2B  6Mg O + 4BElectrones transferidos 12e  2 O3   0

3e x 2 B  6 e

2 e



0

Simplifique dividiendo entre 2 3

2

2

2

3Mg + B2 O3  3Mg O + 2B Electrones transferidos 6e  0

0

Ejemplo 4 para ajustar una reacción redox por el método de la variación en el estado de oxidación:

Cu  HNO3  Cu( NO3 )2  NO2  H 2O



Lo primero es escribir los estados de oxidación. 0

+1 +5 -2

+2

+5 -2

+4 -2

+1 -2

Cu + H N O3  Cu ( N O3 ) 2 + N O2 + H 2 O

 Ahora, determine quién se oxida, observando quién aumenta su número o estado de oxidación. 0

+1 +5 -2

+2

+5 -2

+4 -2

+1 -2

Cu + H N O3  Cu ( N O3 ) 2 + N O 2 + H 2 O oxidación 0

Cu Cu +2



Ahora, determine quién es el agente reductor. 0

+1 +5 -2

+2

+5 -2

+4 -2

+1 -2

Cu + H N O3  Cu ( N O3 ) 2 + N O 2 + H 2 O

Agente reductor

oxidación

57

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO  Ahora, determine quién se reduce, observando quién disminuye su estado de oxidación. 0

+1 +5 -2

+2

+5 -2

+4 -2

+1 -2

Cu + H N O3  Cu ( N O3 ) 2 + N O 2 + H 2 O

Agente reductor



reducción

oxidación

+5

+4

NN

Ahora, determine quién es el agente oxidante. 0

+1 +5 -2

Agente reductor

Agente oxidante

+2

+5 -2

+1 -2

Cu + H N O3  Cu ( N O3 ) 2 + NO 2 + H 2 O



reducción 1e-

oxidación 2e-

Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes. 0

+1 +5 -2

Agente reductor

Agente oxidante

+2

+5 -2

+1 -2

Cu + H N O3  Cu ( N O3 ) 2 + 2NO 2 + H 2 O



reducción 1e-

oxidación 2e-

Ajuste por tanteo el resto de sustancias.

2Cu + 4 H N O3  Cu ( N O3 ) 2 + 2NO2 + 2H 2 O Electrones transferidos 4e  0

+1 +5 -2

Agente reductor

Agente oxidante

+2

+5 -2

oxidación 2e-

+1

-2

reducción 1e-

Ajuste las siguientes reacciones e indique que elemento se oxida, se reduce, agente oxidante, agente reductor y el número de electrones transferidos:

14.

K2 SeO4  HBr  K2 SeO3  Br2  H 2O a) b) c) d) e) f) 15.

16.

Estados de oxidación: Elemento que se oxida: Elemento que se reduce: Agente oxidante: Agente reductor: Electrones transferidos:

KMnO4  HCl  MnCl2  Cl2  KCl  H 2O

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: H 2O2  K2Cr (OH )4  K2CrO4  H 2O a) b)

Estados de oxidación: Elemento que se oxida:

58

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

17.

c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: H3 SbO3  KIO3  HCl  H3 SbO4  KCl  ICl  H 2O

18.

g) Estados de oxidación: h) Elemento que se oxida: i) Elemento que se reduce: j) Agente oxidante: k) Agente reductor: l) Electrones transferidos: FeSO4  KMnO4  H 2 SO4  Fe2 (SO4 )3  MnSO4  K2 SO4  H 2O

19.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: Sb2O3  I 2  H 2O  Sb2O5  HI

20.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: Cu  H 2 SO4  CuSO4  SO2  H 2O

21.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: Au  HNO3  HCl  AuCl3  H 2O  NO a) b) c) d) e) f)

Estados de oxidación: Elemento que se oxida: Elemento que se reduce: Agente oxidante: Agente reductor: Electrones transferidos:

59

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 22.

KI  H 2 SO4  H 2 S  I 2  K2 SO4  H 2O

23.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: Ba( BrO)2  H 2CeO3  BaBr2  H3CeO4

24.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: K2Cr2O7  FeSO4  H 2 SO4  Cr2 (SO4 )3  Fe2 (SO4 )3  KHSO4  H 2O

25.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: HCNS  Al  HCl  KCl  AlCl3  NH 4Cl  C  H 2 S

26.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: NiS  HCl  HNO3  NiCl2  NO  S  H 2O

27.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: Cu(OH )2  N2 H 4  Cu  N2  H 2O a) b) c)

Estados de oxidación: Elemento que se oxida: Elemento que se reduce: 60

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

28.

d) e) f) KIO3 

29.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: As2 S5  HNO3  H3 AsO4  H 2 SO4  NO2  H 2O

30.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: FeCl3  KI  KCl  FeCl2  I 2

31.

a) Estados de oxidación: b) Elemento que se oxida: c) Elemento que se reduce: d) Agente oxidante: e) Agente reductor: f) Electrones transferidos: K2CrO4  KI  HCl  CrCl3  KCl  I 2  H 2O a) b) c) d) e) f)

Agente oxidante: Agente reductor: Electrones transferidos: H 2 SO3  KHSO3  H 2 SO4  I 2  H 2O

Estados de oxidación: Elemento que se oxida: Elemento que se reduce: Agente oxidante: Agente reductor: Electrones transferidos:

32. De la sección de Química verde sobre las pilas, combustible para producir energía limpia para el futuro de la página 221 del libro de Química, Química General, Orgánica y Biológica de Karen Timberlake cuarta edición, responda la siguiente:

61

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO a)

¿Cuál es la reacción global en la celda de combustible hidrógeno-

oxígeno?

b)

Haga un dibujo de la celda de combustible.

c)

Escriba la reacción de oxidación que se lleva a cabo.

d)

Escriba la reacción de reducción que se lleva a cabo.

e)

¿Por qué existe tanto interés en el desarrollo de estas celdas?

33. Elabore un mapa conceptual de esta unidad.

62

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO RESPUESTAS 14.

K2 SeO4  2HBr  K2 SeO3  Br2  H 2O

a)

Estados de oxidación: K 2 SeO4  H Br  K 2 SeO3  Br 2  H 2 O

b)

Elemento que se oxida: Br

c)

Elemento que se reduce: Se

d)

Agente oxidante: K 2 SeO4

e)

Agente reductor: HBr

f)

Electrones transferidos: 2e-

15.

2KMnO4  16HCl  2MnCl2  5Cl2  2KCl  8H 2O

a)

Estados de oxidación: K MnO4  H Cl  MnCl 2  Cl 2  K Cl  H 2 O

b)

Elemento que se oxida: Cl

c)

Elemento que se reduce: Mn

d)

Agente oxidante: KMnO4

e)

Agente reductor: HCl

f)

Electrones transferidos: 10e-

16.

21.

2H 2O2  K2Cr (OH )4  K2CrO4  4H 2O H3 SbO3  KIO3  HCl  H3 SbO4  KCl  ICl  H 2O FeSO4  KMnO4  H 2 SO4  Fe2 (SO4 )3  MnSO4  K2 SO4  H 2O Sb2O3  2I 2  2H 2O  Sb2O5  4HI Cu  2H 2 SO4  CuSO4  SO2  2H 2O Au  HNO3  3HCl  AuCl3  2H 2O  NO

e)

Agente reductor: Au

22.

8KI  5H 2 SO4  H 2 S  4I 2  4K2 SO4  4H 2O

d)

Agente oxidante: H2SO4

1

6 2

1 7 2

17. 18. 19. 20.

1 1

1 1

1

2

4 2

1

0

0

1

2

1 1

1

2

63

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 23.

Ba( BrO)2  H 2CeO3  BaBr2  H3CeO4

b)

Elemento que se oxida: Ce

24.

K2Cr2O7  FeSO4  H 2 SO4  Cr2 (SO4 )3  Fe2 (SO4 )3  KHSO4  H 2O

c)

Elemento que se reduce: Cr

25.

HCNS  Al  HCl  KCl  AlCl3  NH 4Cl  C  H 2 S

e)

Agente reductor: Al

26.

NiS  HCl  HNO3  NiCl2  NO  S  H 2O

a)

Ni S  H Cl  H N O3  Ni Cl 2  N O S  H 2 O

27.

Cu(OH )2  N2 H 4  Cu  N2  H 2O

b)

Elemento que se oxida: N

28.

KIO3  H 2 SO3  KHSO3  H 2 SO4  I 2  H 2O

c)

Elemento que se reduce: I

29.

As2 S5  HNO3  H3 AsO4  H 2 SO4  NO2  H 2O

d)

Agente oxidante: HNO3

30.

FeCl3  KI  KCl  FeCl2  I 2

e)

Estados de oxidación: FeCl 3  K I  K Cl  FeCl 2  I 2

31.

K2CrO4  KI  HCl  CrCl3  KCl  I 2  H 2O

e)

Agente reductor: KI

2 2

1 1

1 5 2

2 1

3 1

2 2

1 1

0

1

2

1 1

2 1

0

64

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDACTICA DE QUIMICA, PRIMER AÑO

GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 6 ESTEQUIOMETRIA Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido Lea el tema en su libro de texto: Capítulo 6

1. Defina de acuerdo a los Términos clave del capítulo 6 de su libro de texto, NÚMERO DE AVOGADRO:

2. Resuelva utilizando el número de Avogadro, a) Calcule el número de átomos de Zn que hay en 5.2 moles de Zn

b) Calcule el número de unidades fórmula de Ca(OH)2 hay en 3.2 moles del Ca(OH)2

c) ¿Cuántas moles de CH3OH hay en 5.6x1024 moléculas de CH3OH?

d) ¿Cuántos moles de Cu hay en 2.88 x1021 átomos de Cu?

3. Defina de acuerdo a los Términos clave del capítulo 6 de su libro de texto, a) MOL:

b) MASA MOLAR: 65

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

COMPOSICIÓN PORCENTUAL 4. ¿Cuántos moles de oxígeno hay en 1.5 moles de H3PO4? Lea Moles de elementos en una fórmula

5. Calcule el Porcentaje de composición de cada elemento de los siguientes compuestos % del elemento = Subíndice del elemento x peso atómico del elemento x 100 Peso fórmula del compuesto

Compuest o

Calculo del Porcentaje de composición

% de composición %Na

a)

NaCl

%Cl

%H b)

H2CO3

%C %O %Ba

c)

Ba(OH)2

%O %H %Mg

d)

Mg3(PO4)2

%P %O

66

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO %C %H e)

C7H5NO3S Sacarina

%N %O %S

LEYES 6. Ley de la Conservación de la masa

7. Ley de las Proporciones definidas (Investigue en otra bibliografía)

8. Calcule el número de moles y milimoles. Utilice los pasos indicados en la “Guía para calcular moles” y la “Guía para calcular los moles (o gramos de una sustancia a partir de gramos (o moles)”. 9. Cantidad de Calcule los moles Calcule los milimoles compuesto

a)

40g H2O

b)

132g CO2

c)

25g H2SO4

67

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

d)

29g Mg(OH)2

e)

30g NaHCO3

Puede utilizar el factor de conversión de Masa molar que se utiliza para transformar de gramos a moles de la misma sustancia, teniendo como base: Peso fórmula en gramos de la sustancia 1 mol de sustancia

10. ¿Cuál es la masa molar del antiácido Mg(OH)2?

11. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 3.5 moles del antitranspirante, Al 2(SO4)3?

12. ¿Cuántos moles hay en 125 gramos de Fe2O3?

13. Deje constancia de la resolución de los siguientes ejercicios del libro de texto:

Preguntas y problemas 6.32.

a) ________________

b) ________________

d) ________________

e) ________________

c) ________________

68

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

6.38.

a)

b)

Puede utilizar el factor de conversión de mol–mol, se utiliza para transformar los moles de una sustancia en otra, teniendo como base los coeficientes que balancean la ecuación. Donde X es el coeficiente de la sustancia en la ecuación balanceada

X mol de sustancia final X mol de sustancia inicial

14. ¿Cuántos moles de AlCl3 se pueden producir a partir de 9 moles de HCl? Al +

HCl 

AlCl3 +

H2

15. ¿Cuántos moles de Oxígeno son necesarios para hacer la combustión de 1.5 moles de C5H12? C5H12 + O2  CO2 + H2O

16. Deje constancia de la resolución de los siguientes ejercicios del libro de texto: Preguntas y problemas 6.46. a)

b) 69

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 6.48. a)

b)

c)

6.50. a)

c) d)

e)

CÁLCULOS DE MASA EN LAS REACCIONES Para transformar los gramos de una sustancia en gramos de otra sustancia, combine los factores de conversión anteriores, Masa molar y Factor mol-mol. Utilice la “Guía para calcular las cantidades de reactivos y productos en una reacción química.

Gramos de A

x Masa molar x Factor mol–mol x Masa molar = Gramos de B

(dato de inicio del problema)

(Respuesta)

70

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Hidrógeno se producen a partir de 5 gramos de H 3PO4? Mg +

H3PO4 

Mg3(PO4)2 +

H2

Resolución:

Ecuación balanceada:

5 g H3PO4 x

1 mol H3PO4 97.93 g H3PO4

3 Mg + 2 H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3 H2

x

3 moles de H2 2 moles de H3PO4

x

2 gramos H2 1 mol H2

1,468.95 gramos H2 =

17. ¿Cuántos gramos de Monóxido de carbono se producen a partir de 8 gramos de carbono? SiO2 + C  SiC + CO

18. Deje constancia de la resolución de los siguientes ejercicios del libro de texto: Preguntas y problemas 6.52. a)

b)

c)

6.58. a)

71

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO b)

c)

d)

19. Cuando el dióxido de nitrógeno del escape de un automóvil se combina con agua en el aire, forma ácido nítrico, que produce lluvia ácida y óxido de nitrógeno. NO2 + H2O  HNO3 + NO a) ¿Cuántos moles de NO2 (dióxido de nitrógeno) se produjeron si se obtuvieron 16 moles de HNO3 (ácido nítrico)?

b) ¿Cuántos gramos de NO (monóxido de nitrógeno) se formaron al producirse 4 moles de NO (monóxido de nitrógeno)?

c) ¿Cuántos moles de HNO3 (ácido nítrico) se forman al combinarse con 3.5 moles de H2O (agua)?

d) ¿Cuántos gramos de H2O (agua) se necesitan para reaccionar con 100 g de NO2 (dióxido de nitrógeno)?

e) Para formar 16 moles NO (monóxido de nitrógeno), ¿cuántos gramos de agua son necesarios? 72

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

f) Si se cuenta con 75g de NO2 (dióxido de nitrógeno), ¿cuántos gramos de NO (monóxido de nitrógeno) se pueden producir?

20. La descarboxilación oxidativa del ácido pirúvico por acción enzimática ocurrida en la matriz mitocondrial, puede representarse a través de la siguiente ecuación balanceada:

a) ¿Cuántos miligramos de Acido pirúvico se necesitan para reaccionar con 0.8 mmol de Coenzima A?

b) ¿Cuántos gramos de CO2 se producen a partir de 1.14 x10-2 mol de ácido pirúvico?

21. En una Hoja adjunta realice un Mapa conceptual de los temas de la semana

73

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

24

RESPUESTAS:

2. a) 3.13x10 átomos 24 b) 1.93x10 unidades fórmula c) 9.30 moles CH3OH -3 d) 4.78x10 moles Cu 4. 6 moles O2 5. a) 39.34%Na; 60.66%Cl b) 3.23%H; 19.38%C; 77.39%O c) 80.16%Ba; 18.67%O; 1.17%H d) 27.74%Mg; 23.57%P, 48.68%O e) 45.91%C; 2.73%H; 7.65%N; 26.20%O; 17.51%S 8. a) 7 moles; 7,000 mmol H2O b) 3 moles; 3,000 mmol CO2 c) 0.25 moles; 250 mmol Mg(OH)2 d) 0.5 moles; 500 mmol Mg(OH)2 e) 0.36 moles; 360 mmol NaHCO3 9. 58.28g /mol 10. 1,197.07g Al2(SO4)3 11. 0.78 moles Fe2O3 12. 6.32. a) 151.87g/mol; b) 101.93g/mol; c) 183.11g/mol; d) 60.02g/mol; e) 95.98g/mol; f) 183.39g/mol 6.38. a) 10.50 moles; b) 7.09 moles

13. 3 moles AlCl3 14. 12 moles O2 15. 6.46. a) 3 moles Cl2 y 2 moles Al 2 moles Al 3 moles Cl2 2 moles AlCl3 y 2 mol Al 2 moles Al 2 mol AlCl3 2 moles AlCl3 y 3 moles Cl2 3 moles Cl2 2 moles AlCl3 6.48. a) 3 moles H2; c) 2.8 mol NH3

b) 0.3 mol N2;

6.50 a) 5 moles O2; b) 7 moles CO2; c) 0.5 moles H2O; d) 0.08 moles CO2 16. 12.43 g CO 17. 6.52. a) 20.63 g NH3; b) 0.6 g H2; c) 68 g NH3 6.58 a) 2 H2S + 3 O2  2 SO2 + 2 H2O b) 3.52 g O2; c) 51.36 g SO2; d) 148.8 g O2 18. a) 24 moles NO2; b) 120 g NO; c) 7 moles HNO3; d) 13.05 g H2O e) 288 g H2O; f) 16.31 g NO 19. a) 79.4 mg Ac. Pirúvico b) 0.50 g CO2

74

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

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

GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 7 AGUA Y SOLUCIONES Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido SOLUCIONES Lea el tema en su libro de texto: Capítulo 8 1. Defina de acuerdo a los Términos clave del capítulo 8 de su libro de texto, a) Disolución (Solución)

b) Soluto

c) Solvente

2. Indique si es una Mezcla homogénea o una Mezcla heterogénea, Suspensión: _______________________

Solución: _______________________

3. Busque la Tabla 8.1 Algunos ejemplos de disoluciones y resuelva el cuadro siguiente: Ejemplo de solución

Soluto

Solvente

Tipo: Solución gaseosa, solución líquida o solución sólida

Acero Tintura de yodo Vinagre Aire Amoniaco

75

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Bronce Agua de mar Agua gasificada

4. Identifique el soluto y el solvente en cada disolución formada por los compuestos siguientes, a) 10 mL de ácido acético y 200 mL de agua: b) 100.0 g de agua y 5.0g de azúcar: c) 1.0 mL de Br2 y 50.0 mL de cloruro de metilo:

5. Busque la Tabla 8.3 Posibles combinaciones de solutos y solventes y responda ¿Cuáles son las interacciones entre soluto y solvente que sí forman una disolución (solución)? a) b)

6. Explique cómo se forma una disolución (solución) entre un soluto iónico y un solvente polar como el agua.

7. Defina de acuerdo a los Términos clave del capítulo 8 de su libro de texto, Hidratación:

8. Investigue ¿Qué es solvatación (en términos de química)?

9. Explique cómo se forma una disolución (solución) entre un soluto covalente polar CH3OH con un solvente polar como el agua.

10. Explique cómo se forma una disolución (solución) entre un soluto covalente apolar con un solvente apolar. 76

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 11. El agua es un solvente polar; el hexano es un solvente apolar. ¿En cuál solvente es más probable que sea soluble cada uno de los compuestos siguientes? a) Aceite vegetal, apolar b) LiCl, iónico c) Benceno, apolar d) Na2SO4, iónico

Lea el DOCUMENTO DE APOYO “EL AGUA” al final de esta guía de estudio y responda las siguientes preguntas: 12. De acuerdo al documento de apoyo: a) ¿Qué porcentaje de agua tiene nuestro organismo en edad adulta? b) Si usted pesa 120 lbs, ¿cuántas libras contiene de agua?

13. ¿Cuáles son las propiedades físicas del agua?

14. Describa la polaridad del agua

15. ¿Por qué se considera al agua como el “solvente universal”?

16. ¿Qué es capilaridad?

17. ¿Cuáles son las funciones principales del agua en el organismo descritas en el documento?

18. ¿Qué diferencia hay entre agua dura y agua blanda?

77

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 19. ¿Qué métodos para la Eliminación de impurezas en el agua y tratamiento del agua se describen en el documento? a) b) c) d) e) 20. ¿Qué es agua potable?

21. Usted va a un puesto de salud donde no hay agua potable, ¿Cómo desinfecta un galón de agua, sí cuenta con una bolsita de cloro magia blanca al 5.25%?

SOLUBILIDAD 22. Defina de acuerdo a los Términos clave del capítulo 8 de su libro de texto, SOLUBILIDAD:

TABLA DE TÉRMINOS APROXIMADOS DE SOLUBILIDAD Solubilidad del soluto (g soluto/100 g H2O) Menos de 0.1 0.1 – 1 1-10 Más de 10

Término aproximados de solubilidad Insoluble Ligeramente soluble Soluble Muy soluble

78

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 23. Utilizando la tabla anterior “Términos aproximados de solubilidad”, indique con una “X” el término para describir la solubilidad de cada una de las siguientes sustancias. Ligeramente soluble

Datos

Soluble

Muy soluble

Insoluble

Amoníaco, NH3, 51.8 g en 100 gramos de H2O a 20º C -3

Oxígeno, O2, 4.3x10 gramos en 100 gramos de H2O a 20ºC

24. Utilizando la tabla anterior, “Solubilidad de los compuestos iónicos sólidos en agua pura”, indique con una “X” la solubilidad de cada una de las siguientes sustancias. Sustancias

a)

Soluble

Insoluble

Se descompone

No existe como compuesto iónico

AgCl

b) CuSO4 c)

MgS

d) KOH e)

HgCO3

f)

BaSO4

g) Ca3(PO4)2 h) Na2CO3

25. Siga el ejemplo para completar las opciones: FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Y SU VELOCIDAD SOLUBILIDAD DE UN SOLUTO SÓLIDO EN UN SOLVENTE LÍQUIDO

Área superficial:

a) Aumento de área superficial - Aumenta la solubilidad b) Disminución de área superficial - __________________________

Presión:

a) Aumento de presión - No afecta la solubilidad b) Disminución de presión - __________________________

Temperatura:

a) Aumento de temperatura - ________________________ b) Disminución de temperatura - Disminuye la solubilidad

Naturaleza de sus componentes:

a) Soluto iónico con solvente polar - Soluble b) Soluto polar con solvente polar - _____________________ c) Soluto apolar con solvente apolar - __________________

79

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Y SU VELOCIDAD SOLUBILIDAD DE UN SOLUTO GASEOSO EN UN SOLVENTE LÍQUIDO Presión:

a) Aumento de presión - _________________________ b) Disminución de presión - Disminuye la solubilidad a) Aumento de temperatura - Disminuye la solubilidad

Temperatura:

b) Disminución

de

temperatura

-

_________________________ 26. Explique las siguientes observaciones: a) Una lata abierta de gaseosa pierde su “burbujeo” más rápido a temperatura ambiente que en el refrigerador:

b) El gas cloro en agua de grifo escapa a medida que el agua se calienta a temperatura ambiente:

c) Menos azúcar se disuelve en café helado que en café caliente:

DENSIDAD Lea el tema en su libro de texto: Capítulo 1 La DENSIDAD es la relación de la masa de una sustancia con su volumen. Expresado para :

DIMENSIONALES

Líquidos

g/mL

Sólidos

g/cm3

Gases

g/L

27. Un cubo de oro mide 1.5 cm por lado y pesa 65.15 g ¿Cuál es su densidad, en g/cm3?

80

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 28. Una muestra de alcohol etílico tiene una densidad de 0.785 g /mL y una masa de 46.1g. ¿Qué volumen ocupa?

29. Una muestra de 250 mL de acetona presenta una densidad de 0.792 g/mL ¿Cuál será su masa?

30. ¿Cuál es la densidad (g/mL) de una muestra de 5,000 mL de orina de un paciente con síntomas similares a los de la diabetes mellitus, si la muestra de orina tiene una masa de 5.025g?

31. La lipoproteína de alta densidad (HDL) contiene grandes cantidades de proteínas y pequeñas cantidades de colesterol. Si una muestra de 0.258 g de HDL tiene un volumen de 0.215 cm3, ¿cuál es la densidad, en g/cm3, de la muestra de HDL?

32. Cada uno de los siguientes diagramas representa un recipiente de agua y un cubo. Algunos cubos flotan mientras otros se hunden.

Relacione los diagramas 1, 2, 3, o 4 con una de las siguientes descripciones y explique sus elecciones a) El cubo tiene mayor densidad que el agua: b) El cubo tiene una densidad que está entre 0.60 y 0.80 g/mL:

81

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO c) El cubo tiene una densidad que es ½ de la densidad del agua: d) El cubo tienen la misma densidad que el agua: 33. ¿Cuántos mL de agua son 350 g de agua, si la densidad del agua es 1.0 g/mL a 4°C?

Lea LA QUIMICA EN LA SALUD “Agua en el cuerpo” en su libro de texto, Cap. 8 y responda las siguientes preguntas 34. El cuerpo adulto promedio a) Contiene ____ % de agua b) Le ocurre deshidratación grave con una pérdida del ___ % del líquido corporal total. 35. El cuerpo de un bebé promedio a) Contiene ____ % de agua b) Le ocurre deshidratación grave con una pérdida del ____ al _____ % del líquido corporal. 36. ¿Cuál es la ganancia de agua total y perdida de agua total en 24 hrs? 37. ¿En qué forma pierden agua las personas todos los días? a) b) c) d) 38. ¿Cómo se sustituye de manera continua la perdida de agua en el organismo? a) b) c) 39. En una hoja adjunta realice uno o varios Mapas conceptuales de los temas de la semana

82

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO DOCUMENTO DE APOYO SEMANA 7 EL AGUA Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido El agua es el compuesto químico más abundante en nuestro planeta, es esencial para la supervivencia de todas las formas de vida, cubre el 71% de la superficie de la corteza terrestre y se localiza principalmente en los océanos en donde se encuentra el 96.5% del agua total. Es el principal componente del cuerpo humano 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, lo demás circula en la sangre y baña los tejidos. El humano adulto necesita de 2.5 a 3 litros de agua diariamente. Reúne una serie de características que la convierten en un disolvente insustituible en la biosfera; dichas características se pueden clasificar en propiedades físicas y químicas. PROPIEDADES FÍSICAS Las propiedades físicas del agua se atribuyen principalmente a los enlaces o puentes de hidrógeno. Estado Físico: gaseoso

Sólido,

Densidad: 1g/mL a 4°C

líquido, Color: Incoloro

Punto 100°C

Olor: Inodoro

Punto 0°C

de de

ebullición: congelación:

Sabor: Insípido

Entre dichas propiedades se pueden destacar: 

Amplio margen de temperatura en que permanece líquida

Permanece líquida de 0°C a 100°C que es un margen amplio proporciona 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

83

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 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. 

Carácter dipolar

El agua es una molécula polar porque presenta polaridad eléctrica, con un exceso de carga negativa junto al oxígeno, compensada por otra positiva repartida entre los dos átomos de hidrógeno.

Dicho carácter hace que las moléculas de agua se orienten en torno a las partículas polares o iónicas, formando una envoltura de solvatación.



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 en el agua, actúe como aislante térmico y en consecuencia, posibilite el mantenimiento de la gran masa de agua de los océanos en fase líquida. Cuando se calienta un cuerpo éste se dilata y, cuando se enfría, se contrae. Pero con el agua no sucede así, ya que cuando pasa de estado líquido a sólido, se dilata (aumenta de volumen, se expande); entonces la masa de hielo tiene mayor volumen que la masa de agua. Este hecho se denomina dilatación anómala del agua y ocasiona que el agua sólida tenga una densidad menor al agua líquida. Al ser menos densa flota en el agua líquida, propiedad que permite que las grandes masas de agua se congelen de arriba hacia abajo, y además que en clima extremadamente frío, como lo es el caso delos polos, se desarrolle vida acuática. 

Calor específico y calor de vaporización elevados

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. La enorme capacidad calorífica del agua (18 cal/mol. °C o 1 cal/g °C) que es superior a la de cualquier otro líquido o sólido permite almacenar gran cantidad de calor en esta sin que su temperatura varíe bruscamente. Esta propiedad brinda una 84

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 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 la Tierra. Lo anterior nos indica que una masa de agua puede absorber o desprender grandes cantidades de calor, sin experimentar mayores cambios de temperatura, lo cual tiene gran influencia en el clima (las grandes masas de agua de los océanos tardan más tiempo en calentarse y enfriarse que el suelo terrestre). A consecuencia de su elevado calor especifico y de la gran cantidad de calor que pone en juego cuando cambia su estado, el agua obra de excelente regulador de temperatura en la superficie de la tierra y más en las regiones marinas. Además los puentes de hidrógeno son los responsables del elevado calor de vaporización. Para evaporar el agua, primero hay que romper los puentes de hidrógeno y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa. 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), es de 540 cal/g en su punto de ebullición y aún más elevado a bajas temperaturas. El valor es de gran utilidad para mantener constante la temperatura de los organismos vivos gracias a la gran cantidad de calor que se puede eliminar por vaporización. PROPIEDADES QUÍMICAS El agua es el compuesto químico más familiar para nosotros, el más abundante y el de mayor significación para nuestra vida. Su excepcional importancia, desde el punto de vista químico, reside en que casi la totalidad de los procesos químicos que ocurren en la naturaleza, no solo en organismos vivos, sino también en la superficie no organizada de la tierra, así como los que se llevan a cabo en el laboratorio y en la industria, tienen lugar entre sustancias disueltas en agua, esto es en disolución. Normalmente se dice que el agua es el disolvente universal, puesto que todas las sustancias son de alguna manera solubles en ella. No posee propiedades ácidas ni básicas, se combina con ciertas sales para formar hidratos, reacciona con los óxidos de metales formando ácidos y actúa como catalizador en muchas reacciones químicas.

85

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO CARACTERÍSTICAS DE LA MOLÉCULA DEL AGUA La molécula de agua tiene forma triangular, formando un ángulo de 104.5° entre los dos átomos de hidrógeno unidos al Oxígeno. El átomo de Oxígeno es electronegativo, atrae hacia él los electrones y quedando con carga negativa por lo que queda una carga parcial positiva alrededor de los átomos de Hidrógeno.

Por lo anterior se dan las interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces por puentes de hidrógeno los cuales se forman así: “la carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes”. 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 responsable en gran parte de su comportamiento anómalo y de la peculiaridad de sus 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. A medida que el agua se congela, las moléculas se congelan y se empiezan a acomodar en una estructura rígida en forma de rejilla. La estructura que se forma en hielo sólido tiene grandes huecos. Por consiguiente, en un volumen dado de hielo, hay menos moléculas de agua que en el mismo volumen de agua líquida; por lo tanto el hielo es menos denso que el agua líquida y flotará en la superficie del líquido. Este fenómeno es muy raro, pero su importancia biológica ha sido reconocida desde hace tiempo. Si el hielo fuera más pesado que el agua, se debería hundir al congelarse. Lo que en realidad sucede es que el agua más caliente (líquida) se va al fondo y el hielo flota en la superficie, donde el calor del medio ambiente puede fundirlo.

86

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

Los enlaces o puentes de hidrógeno se presentan en mayor número en el agua sólida, en la red cristalina cada átomo de la molécula de agua está rodeado tetraédricamente por cuatro átomos de hidrógeno de otras tantas moléculas de agua y así sucesivamente es como se conforma su estructura. Cuando el agua sólida (hielo) se funde la estructura tetraédrica se destruye y la densidad del agua líquida es mayor que la del agua sólida debido a que sus moléculas quedan más cerca entre sí, pero sigue habiendo enlaces por puente de hidrógeno entre las moléculas del agua líquida. 

Tensión superficial

Las moléculas que forman el agua se atraen mutuamente y tienden a permanecer unidas. Las de la superficie, no tienen otras por encima que las atraigan, por lo que se unen más fuerza, formando una especie de membrana o capa elástica que es capaz de sostener un cuerpo ligero aunque sea más denso que el agua.

Por lo tanto la fuerza que mantiene unidas a las moléculas de agua de la superficie se llama Tensión superficial. Gracias a esa tensión superficial 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 éste caso es cóncavo.

87

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 

Capilaridad

Es una propiedad de los líquidos que depende de su tensión superficial y a su vez ésta 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 y a través de los pequeños vasos sanguíneos en nuestros cuerpos. En forma líquida, es el enlace de hidrógeno el que empuja las moléculas de agua al unirse. Como resultado, el agua líquida tiene una estructura relativamente compacta y densa.

ALGUNAS FUNCIONES PRINCIPALES DEL AGUA EN EL ORGANISMO a) Es un disolvente polar universal Desde la perspectiva biológica la propiedad más importante del agua es ser un excelente solvente general ya que puede disolver una gran variedad de solutos y esto se debe a su polaridad. La mayoría de las moléculas de la célula son polares y por lo tanto interaccionan electrostáticamente con el agua, así como lo hacen los iones. La mayoría de las moléculas orgánicas pequeñas presentes en las células son hidrofílicas: 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-, CO32-, PO43- 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. b) Lugar donde se realizan reacciones químicas En el agua de nuestro cuerpo se llevan a cabo las reacciones que nos permiten estar vivos, ya que forma el medio acuoso donde se desarrollan 88

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO todos los procesos metabólicos que tienen lugar en nuestro organismo. Esto se debe a que las enzimas necesitan de un medio acuoso para su actividad. Las reacciones químicas se pueden llevar a cabo en el agua debido a que es un buen disolvente, tiene una elevada constante dieléctrica, y a su bajo grado de ionización. c) Función estructural Por su elevada cohesión molecular, el agua confiere estructura, volumen y resistencia. Debido a la polaridad las moléculas de agua, éstas tienen afinidad por ellas mismas tienden a orientarse espontáneamente de manera que el átomo electronegativo de oxígeno de una molécula se asocia con los átomos de hidrógeno de las moléculas adyacentes (puentes de hidrógeno). El agua se caracteriza por una red tridimensional. En el hielo la cantidad de puentes de hidrógeno es aún mayor dando lugar a un entramado cristalino rígido y altamente regular. Dicha facilidad a formar puentes de Hidrógeno hace que el agua sea altamente cohesiva, lo que permite la tensión superficial, así como el elevado punto de ebullición, calor específico y calor de vaporización. d) Función de transporte Por ser un buen disolvente, debido a su elevada constante dieléctrica, y por poder ascender por las paredes de un capilar, gracias a la elevada cohesión entre sus moléculas, los seres vivos utilizan el agua como medio de transporte por su interior. La elevada tensión superficial del agua produce su capilaridad que permite al agua moverse en sentido ascendente a través de los tejidos conductores de las plantas. Además, el agua posibilita el transporte de nutrientes a las células así como de las sustancias de desecho desde las células. Es el medio por el que se comunican las células de nuestros órganos y por el que se transporta el oxígeno y los nutrientes a nuestros tejidos. Además es la encargada de retirar de nuestro cuerpo los residuos y productos de desecho del metabolismo celular.

89

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO e) Función amortiguadora Debido a su elevada cohesión molecular, el agua sirve como lubricante entre estructuras que friccionan y evita el rozamiento. Como en el caso de las articulaciones, ya que las protege de traumatismos. f) Función termorreguladora Una función importante del agua es el calor específico del agua lo que confiere al agua su capacidad estabilizadora de la temperatura y que deriva directamente de los puentes de hidrógeno. Así como también por su alto calor de vaporización permite regular la temperatura absorbiendo el exceso de calor o cediendo energía si es necesario. Gracias a la elevada capacidad de evaporación del agua, podemos regular nuestra temperatura, sudando o perdiéndola por las mucosas, cuando la temperatura exterior es muy elevada. El calor específico en cualquier líquido el aumento de energía incrementa el movimiento de las moléculas de solvente elevando la temperatura; pero en el agua se utiliza para romper los puentes de hidrógeno. Por lo tanto, mediante la absorción de calor los puentes de hidrógeno tamponan las soluciones acuosas contra las variaciones grandes de temperatura. Dicha capacidad es importante porque las células liberan grandes cantidades de energía durante las reacciones metabólicas; lo que podría dar un sobrecalentamiento para las células si no existieran los puentes de hidrógeno y el alto calor específico resultante de las moléculas de agua. Calor de vaporización tiene un valor alto para el agua debido a que los puentes de hidrógeno tienen que ser destruidos en el proceso; por lo que el agua es un refrigerante excelente y explica porque suda la gente, porque las plantas pierden agua a través de la transpiración. En estos casos el calor requerido para evaporar agua es disipado por el organismo el cuál se enfría en el proceso. g) Desintoxicante Los residuos que se generan durante el metabolismo de las proteínas, 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. El organismo pierde agua por distintas vías: por la orina, las heces, el sudor y a través de los pulmones o de la piel, por lo que se tiene que recuperar con el agua que bebemos y la que contienen bebidas y alimentos para evitar la deshidratación. 90

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

h) Lubricante Tanto el aparato digestivo como todos los tejidos que son protegidos por mucosas, el agua evita la fricción entre ellos. i) Activa el metabolismo Favorece el gasto metabólico en forma proporcional al volumen de agua ingerida, hasta un límite (2 a 3 litros de agua al día). PURIFICACIÓN DEL AGUA El agua puede contener muchos contaminantes dependiendo de su origen. Si se obtiene de un río en el cual se vierten aguas de alcantarillado, contiene bacterias y otros contaminantes, según la cantidad y el tipo de agua de alcantarillado que se hayan descargado en él. Por lo tanto esta agua es peligrosa para la mayoría de los usos y debe purificarse antes de utilizarla como agua potable. El agua que se obtiene de los manantiales y de los pozos en algunos casos es potable, pero contiene sales de calcio, magnesio o hierro, con carbonato ácido (bicarbonato), carbonato o sulfato, debido a que el agua disuelve esas sales cuando se filtra a través de la tierra o de las rocas De acuerdo a los componentes disueltos el agua se clasifica como: Agua dura y Agua blanda 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. 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, asi como en las tinas de baño y en la piel. Por lo tanto su uso no es adecuado para la industria ni para el hogar. 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.

91

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

El agua se puede purificar mediante los siguientes procesos: a. b. c. d.

Filtración: no elimina dureza Destilación: elimina impurezas, solubles e insolubles Ablandamiento: utiliza substancias que separan los iones en solución. Cloración: adición de cloro para eliminar microorganismos patógenos.

ELIMINACIÓN DE IMPUREZAS EN EL AGUA a. 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 para eliminar el proceso de filtración, se pueden agregar compuestos químicos que sirven de ayuda filtrante, como cal y sulfato de aluminio. Para eliminar impurezas en el proceso de filtración, se pueden agregar compuestos químicos que sirven de ayuda filtrante, como cal y sulfato de aluminio. La cal (óxido de calcio) reacciona con el agua para formar hidróxido de calcio, el cual a su vez reacciona con el sulfato de aluminio para formar hidróxido de aluminio. Este compuesto es un precipitado gelatinoso insoluble que ayuda a eliminar algunas bacterias del agua reteniéndolas en él. Estas reacciones se ilustran a continuación: CaO + H2O  3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 

Ca(OH)2 CaSO4 + 2 Al(OH)3

b. Cloración. Se adiciona cloro al agua para eliminar bacterias dañinas 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. Para prevenir el cólera se agrega cloro (1 a 2 ppm), 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

92

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO OTROS MÉTODOS: También pueden agregarse otras sustancias al agua, con base en la cantidad de contaminantes que están presentes por causas naturales. Por ejemplo: puede agregarse fluoruro de sodio en una pequeña concentración (0.1 a 1 parte por millón) para ayudar a prevenir la caries dental. El agua muy contaminada necesita un tratamiento muy especializado antes de poderla considerar agua potable. c. 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. d. 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 sodio-aluminio, el cual intercambia los iones calcio, magnesio o hierro, de las sales que están en el agua dura, por iones sodio. El agua dura que contiene las sales, se vierte en un tanque intercambiador que tiene zeolita en capas y los cationes de las sales se intercambian por iones de sodio. Na2Z + CaSO4  Na2SO4 + CaZ Las sales de sodio son solubles y no precipitan el jabón, ni interfieren con la formación de espuma. El tanque de zeolita que se utilizó puede regenerarse por medio de tratamiento con una solución concentrada de cloruro de sodio la cual vuelve a formar el Na2Z. CaZ + 2NaCl  CaCl2 + Na2Z Este es el principio en que se basan muchos ablandadores o suavizadores comerciales. 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. El intercambiador está formado por dos tipos de resinas: una es la que intercambia los cationes por iones hidrógeno (H+) y la otra intercambia los aniones por los iones hidróxido (OH-). Este intercambio da como resultado la formación de agua de acuerdo con la siguiente ecuación: H+ + OH-  H2O

93

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO El agua que se purifica mediante este método se llama agua desmineralizada porque se eliminan todas las sales minerales. e. 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.

94

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Los límites de las sustancias químicas, se definen como: 

Límite Máximo Aceptable: Valor de la concentración de cualquier característica del agua, arriba del cual el agua pasa a ser rechazable por los consumidores, desde el punto de vista sensorial pero sin que implique un daño a la salud del consumidor.



Límite Máximo Permisible: Es el valor de la concentración de cualquier característica de calidad del agua, arriba del cual, el agua no es adecuada para consumo humano. 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)

95

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO TRATAMIENTO Y DESINFECCIÓN DE AGUA EN FORMA CASERA CON HIPOCLORITO DE SODIO (CLORO LÍQUIDO) Procedimiento: a. Si el agua está turbia debe filtrarse, puede utilizarse una tela para ello. b. Cuando el agua ya está clara, puede procederse a agregar el cloro líquido, según el siguiente cuadro: Cantidad de Cantidad de Cantidad de Cantidad de Volumen de gotas de gotas de gotas de gotas de agua a cloro 0.5% a cloro 1% a cloro 5% a cloro 10% a desinfectar agregar agregar agregar agregar 1L

4

2

½

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

2L

8

4

1

½

1 Galón

15

8

1½

1

5L

20

10

2

1

10 L

40

20

4

2

c. Agitar perfectamente. d. Dejar reposar durante treinta minutos, para eliminar las bacterias presentes. e. Puede utilizarse. REFERENCIAS  Manual de Guías de Estudio 2011. Unidad Didáctica de Química, Facultad de Ciencias Médicas, USAC.  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

96

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

GUÍA DE ESTUDIO 2018

SEMANA 8 CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES (Primera parte) Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido Lea el tema en su libro de texto: Capítulo 8 1. Defina de acuerdo a los Términos clave del capítulo 8 de su libro de texto, CONCENTRACIÓN: CLASIFICACIÓN DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

UNIDADES RELATIVAS El soluto se indica de forma relativa como poco o gran cantidad de soluto.

UNIDADES FISICAS El soluto se indica en cantidades exactas de masa o volumen.

UNIDADES QUIMICAS El soluto se indica en cantidades exactas de unidades químicas.

•Concentración: a) Diluido y Concentrado; b) Saturado, Insaturado y Sobresaturado. •Dimensionales: Sin dimensionales. •Concentración: %p/p, %p/v, %v/v,

ppm.

•Dimensionales: g/g, g/mL, mL/mL, mg/L •Concentración: Molaridad, Molalidad y Normalidad.

•Dimensionales:

mol/L,

mol/Kg,

eq/L

97

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN EN EXPRESIÓN CUALITATIVA 2. Escriba el nombre de la solución: DILUIDA, CONCENTRADA, SOBRESATURADA

INSATURADA,

SATURADA

Y

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. Si se añade más soluto, permanecerá sin disolver en el recipiente. En ella existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente. 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. f) ¿Cuáles de estas concentraciones se clasifican por la “solubilidad” del soluto? _________________________________________________________ 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 bromuro de potasio tiene una solubilidad de 80 g de KBr en 100 g de H2O a 40°C. Indique si cada una de las opciones siguientes forma una solución insaturada o saturada y explique el porqué. a) 200 g de KBr y 200 g de H2O a 40°C:

98

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO b) 5 g de KBr y 50 g de H2O a 40°C:

5. El fluoruro de potasio tiene una solubilidad de 92 g de KF en 100 g de H 2O a 18°C. Indique si cada una de las opciones siguientes forma una solución insaturada o saturada a 18°C. 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:

6. Una solución que 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?

7. Una solución se prepara disolviendo 300 g de azúcar en 100 g de agua a 80°C para que se disuelva por completo y se deja enfriar a 20°C. Considere que la Solubilidad del C12H22O11 (azúcar) es de 204 g en 100g de H2O a 20°C y 260g en 100g de H2O a 50°C y responda, a) ¿Qué tipo de concentración se obtuvo a 80°C, insaturada, saturada o sobresaturada?

99

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

b) ¿Cuántos gramos de azúcar se cristalizan después de enfriar?

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN EN EXPRESIÓN CUANTITATIVA

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

Gramos de solución

gramos de soluto

=

gramos de solución =

x 100

gramos de soluto + gramos de solvente

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

9. ¿Cuál es el % m/m de una solución que se preparó disolviendo 58 g de Na2CO3 hasta obtener 250 g de solución?

10. ¿Cuántos gramos de soluto son necesarios para preparar 500 g de solución de NH4Cl al 2.5% peso en peso?

11. ¿Qué cantidad de agua se necesita agregar a 20 g de KCl para obtener una solución 8% p/p?

12. Se necesita preparar 250 g de una solución al 10% p/p de KOH ¿Cuántos gramos de KOH y de H2O se necesitan?

100

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

13. ¿Cuál es el porcentaje peso en peso de una solución preparada con 30 g de Sacarosa en 170g de agua?

14. ¿Cuántos gramos de soluto son necesarios para preparar 1,500 g de solución de CuSO4 al 25% m/m?

15. ¿Qué cantidad de agua se necesita agregar a 66 g de NaHCO 3 para obtener una solución 30% p/p?

16. ¿Cuántos gramos de soluto y cuantos mL de agua se necesitan para preparar 250 g de solución de Na2CO3 al 4% m/m?

17. ¿Cuántos gramos de clotrimazol se necesitan para preparar 5,000 gramos de pomada de clotrimazol al 1% p/p?

PORCENTAJE VOLUMEN/VOLUMEN (% v/v) % v/v

=

mL de soluto mL de solución

x 100

18. ¿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?

101

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 19. ¿Qué cantidad de mL de etanol contiene un frasco de 500 mL de enjuague bucal al 25 % v/v de etanol?

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

21. ¿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)?

22. ¿Cuál es el % v/v de un antiséptico que tiene 18 mL de antiséptico por cada 100 mL de solución acuosa?

PORCENTAJE PESO EN VOLUMEN (% p/v) % p/v

=

gramos de soluto mL de solución

x 100

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

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

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

102

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

27. Un paciente recibe dos veces al de una 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?

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

29. 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?

30. 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.

103

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 31. Indique el % p/v de los solutos de la solución Hartman: Cloruro de sodio: ____________

Cloruro de potasio: ____________

Cloruro de calcio: ____________

Lactato de sodio: ____________

32. 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

33. 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.___________ 34. Si un paciente recibe una bolsa 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 104

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

35. ¿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) ppm

=

mg de soluto litro de solución

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 de ion cloruro por litro 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. 36. 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). ¿Esta dentro de los límites permitidos de agua potable? (Pb+2 hasta 0.015 ppm)

37. 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)

38. ¿Cuántos mg de ClO- (ion hipoclorito) están presentes en una muestra de 2 L de agua con 4.5 ppm del ion?

105

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

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

40. ¿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?

DILUCION C1 x V1 = C2 x V2 C1 = concentración inicial; V1 = volumen inicial; C2 = concentración final; V2 = volumen final Nota: C = cualquier concentración cuantitativa y V = mL de solución 41. 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?

42. 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?

43. 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?

106

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Lea LA QUIMICA EN LA SALUD “Gota y cálculos renales, problema de saturación en los líquidos corporales” en su libro de texto, Cap. 8 y responda las siguientes preguntas 44. ¿Con qué tiene que ver los padecimientos de gota y cálculos renales?

45. ¿Cuál es el compuesto y cuál es la solubilidad en el plasma sanguíneo que se supera en las crisis de gota? 46. ¿Dónde se depositan los cristales que se forman de Ácido úrico causando dolor? a) b) c) d) 47. ¿Cuáles son las posibles causas de la alta concentración de ácido úrico en el cuerpo? a) b) c) 48. ¿Qué alimentos contribuyen a aumentar la concentración de ácido úrico?

49. ¿En qué consiste el tratamiento de la gota? 50. ¿Cuál es el compuesto que supera su solubilidad en la formación de cálculos renales?

51. ¿Cuáles son las posibles causas de la formación de cálculos renales? a) b) 52. ¿Cuántos vasos de agua deben beber las personas proclives a padecer de cálculos renales y que evitan con esto?

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

107

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

TABLA DE COMPOSICIÓN DE SOLUCIONES INTRAVENOSAS Producto

Suero Fisiológico o Solución Salina

Principio Activo por c/100 mL

Cloruro de Sodio 0.9 g

Presentación Bolsa de: 250 mL. 500 mL. 1,000 mL Bolsa de: 250 mL. 500 mL. 1,000 mL Bolsa de: 250 mL. 500 mL. 1,000 mL

Indicaciones 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

5g

Solución de Dextrosa al 10%

Glucosa

10 g

Solución Hartman

Cloruro de Sodio Cloruro de Potasio Cloruro de Calcio Lactato de Sodio

0.6 g 0.03 g 0.02 g 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 Cloruro de Sodio Cloruro de Potasio Cloruro de Calcio Lactato de Sodio

5g 0.6 g 0.03 g 0.02 g 0.31 g

Bolsa de: 1,000 mL

Deshidratación grave Nutriente Parenteral Hipoglucemia

Solución Mixta al 5%

Glucosa Cloruro de Sodio

Mezcla No. 1 Mezcla No. 2

Suero Vitaminado 5%

Suero Vitaminado 10%

Solución para Rehidratación Intravenosa (S.R.I.V)

5g 0.9 g

Glucosa 3.33 g Cloruro de sodio 0.45 g Glucosa 2.5 g Cloruro de sodio 0.45 g Glucosa 5g Tiamina Clorhidrato 0.5 mg Nicotinamida 5.0 mg Riboflavina 0.75 mg Piridoxina 0.54 mg Glucosa 10 g Tiamina Clorhidrato 0.5 mg Nicotinamida 5.0 mg Riboflavina 0.75 mg Piridoxina 0.54 mg Cloruro de Sodio 0.35 g Cloruro de Potasio 0.15 g Acetato Monosódico Trihidratado 0.4082 g Dextrosa Monhidratada 2.2 g

Bolsa de: 250 mL. 500 mL. 1,000 mL Bolsa de: 250 mL. 500 mL.

Bolsa de: 250 mL. 500 mL. 1,000 mL

Bolsa de: 500 mL. 1,000 mL

Nutriente Parenteral Deshidratación moderada Aumento en el volumen sanguíneo Nutriente parenteral Hipoglucemia

Nutriente Parenteral Deshidratación Aumento del volumen Sanguíneo

Deshidratación infantil causada por diarrea

Nutriente Perenteral Vitaminado Deficiencia leve de las Vitaminas contenidas en la fórmula

Deshidratación grave causada por diarrea

108

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO RESPUESTAS: 3. 250 g H2O 4. a) Saturada b) Insaturada 5. a) Insaturada b) Saturada c) Saturada 6. a) 66 g NaNO3 / 75 g H2O b) 14 g NaNO3 7. a) Sobresaturada b) 96 g azúcar 8. NaOH al 7.5% m/m 9. Na2CO3 al 23.2% m/m 10. 12.5 g NH4Cl 11. 230 g H2O 12. 25 g KOH y 225 g H2O 13. Sacarosa al 15% p/p 14. 375 g CuSO4 15. 154 g H2O 16. 10 g Na2CO3 y 240 g H2O 17. 50 g Clotrimazol 18. Etanol al 0.75% v/v 19. 125 mL etanol 20. 750 mL Alc. Isop. al 70%v/v 21. 26.66 mL alcohol etílico 22. Antiséptico al 18% v/v 23. NaCl al 0.9% p/v 24. 25 g glucosa 25. 500 mL de KCl al 0.15% 26. NH4OH al 6% p/v

27. a) 10 g aminoácidos b) 20 g aminoácidos 28. 222.22 mL de sol. Salina 29. 1.5 L de glucosa al 5% m/v 30. 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 31. NaCl 0.6% p/v; KCl 0.03% p/v CaCl2 0.02% p/v; C3H5O3Na 0.31% p/v 32. a) Glucosa al 5% p/v b) Tiamina al 5x10-4 % p/v c) Nicotinamida al 5x10-3 % p/v d) Riboflavina al 7.5x10-6 % p/v e) Piridoxina al 5.4x10-6 % p/v 33. 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 34. a) 3.5 g NaCl b) 1.5 g KCl c) 408.20 g Acetato monosodico trihidratado d) 22 g Dextrosa 35. Dextrosa 36. 0.024 ppm de Pb+2; Fuera del límite 37. 0.043 ppm de Mn+2; Dentro del límite 38. 9 mg de ion hipoclorito 39. 4.2 mg Zn 40. 500 mg Fluor 41. 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

109

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

GUIA DE ESTUDIO 2018

SEMANA 9 CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES II Elaborado por: Lic. Pedro Guillermo Jayes Reyes

MOLARIDAD (M) M (molaridad) =

Cantidad de Soluto (en moles) Volumen de Disolución (en litros)

M = M = mmoles de soluto / mL de solución

1. Calcular la molaridad de una solución que se obtuvo disolviendo 25 g NaCl en agua hasta completar 0.250 litros.

2.

¿Cuál es la M de una solución que se obtiene mezclando 55 g de NaOH con agua suficiente hasta 750 ml de solución?

3.

Calcular la molaridad de una solución al 10 % m/v de KCl .

4.

Calcular los moles de NaCl que existen en 2.0 L de suero fisiológico (ver tabla de composición de soluciones intravenosas al final de la guia 8).

110

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 5.

¿Cuántos gramos de NaNO3 se encuentran en 350 ml de una solución 1.3 M?

6.

¿Cuántos gramos de K2SO4 son necesarios para preparar 800 ml de una solución 0.03 M?

7.

Cuantos gramos son necesarios para preparar 750 ml Litros de una solución 0.4 M de Ca(OH)2 .

8.

Calcule el peso molecular de un soluto si al disolver 15 g de éste en agua hasta obtener 0.25 litros la solución la molaridad resultante es 0.30 M

9.

¿Cuántos litros de solución 0.14 M de NaNO3 de NaNO3?

10. ¿Cuál es el volumen final de concentración 0.23 M ?

se pueden preparar a partir de 58 g

solución que contiene 35 g de MgCl2

y una

111

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO MOLALIDAD (m) m (molalidad) =

Cantidad de Soluto (en moles) Kilogramo de Solvente (en kilos)

1. Se prepara una solución disolviendo 12g de CaCl2 en 250 ml de agua destilada. Calcule la molalidad de la solución. Densidad del agua es 1g/ml

2. Una solución contiene 14g de glucosa C6H12O6 en 75g de agua. Calcule la molalidad de la solución.

3. Una solución contiene 33 g de etanol (CH3CH2OH), disuelto en 125g de agua. Calcule la molalidad de ésta solución.

4. ¿Cuántos gramos de LiCl deben añadirse a 45g de agua para preparar una solución 1.5m?

5. Calcule la m de una solución que tiene una concentración 12% m/m de NaHCO3 en agua.

112

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 6. ¿Cuántos gramos de ZnCl2 preparar una solución 1.41m?

están contenido en 150g de agua para

7. Calcule el número de gramos de soluto de Na2CO3 necesarios para preparar una solución 0.44m si se preparo con 250g de agua.

8. Calcule la m de una solución en que se utilizó 40g K 3PO4 para preparar 255g de solución.

9. Cuántos Kg de agua se necesitan para preparar una solución de glucosa C6H12O6 al 1.6 m si se utilizaron 46g de glucosa?

10. Cuantos Litros* de agua, se usan para preparar una solución que contenga 24 g de NH4Br y que sea 0.35m *Densidad del agua 1.0 g /mL

NORMALIDAD (N) N (normalidad) =

Número de Equivalentes Químicos Volumen de Disolución (en litros)

113

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO ÁCIDOS

BASES

SALES

EQUIVALENTE

Basados en los primeros ejemplos completar la tabla siguiente:

No.

Reactivo Acido

Número de equivalentes

Peso-equivalente

1

HCl

1

36.46/1= 36.46g

2

H2SO4

2

98/2=49.0 g

3

H3PO4

4

H2CO3

5

HNO3

114

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 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. ¿Cuál será la normalidad de 350 ml de una solución que contiene 45 g de KOH?

2. Calcule la normalidad de 750 ml de solución que contiene 18 g de K2SO4

3. ¿Cuál es la normalidad de una solución de Ca(OH)2 al 15% m/v?

4. ¿Cuál es la N de una solución que se preparó disolviendo 1.2g de H 2SO4 en agua hasta obtener 55 ml de solución?

115

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 5. Cuál es la normalidad de una solución de Ca(OH)2 al 14% m/v?

6. Cuantos gramos de K2SO4 contienen 250 ml de solución 0.24N

7. ¿Cuántos gramos de Al(OH)3 se necesitan para preparar 500 ml de solución 2N?

8. ¿Cuántos gramos de CaCl2 se necesitan para preparar 250 ml de solución 0.55N?

9. ¿Cuántos equivalentes de NaOH son necesarios para preparar 225 ml al 0.32 N?

10. ¿Cuántos meq de Na2SO4 son necesarios para preparar 300 ml al 0.15 N?

116

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO MOLARIDAD Y NORMALIDAD N = M X NUMERO DE EQUIVALENTES 1. ¿Cuál es la normalidad de una solución H2SO40.45 M?

2. Calcule la M y N de una solución de K3PO4 al 25% p/v?

DILUCIÓN

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 25 ml de solución de NaOH 3.5 M hasta 0.75 L?

2. ¿Cuántos mililitros de una solución de KOH 2.5M se necesitan para preparar 100ml de una solución de KOH 0.1M?

117

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

3. Cuál es el volumen final (ml) de una solución de HCl 0.1 M preparada a partir de 25 ml de HCl 3.0 M

4. Cuál es la concentración final de 90 ml una solución de KOH preparada a partir de 5 ml de KOH al 20 N.

5. ¿Qué volumen de ácido en ml de H2SO4 4N se deben utilizar para obtener 3 litros de ácido 0.35N?

118

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO TITULACIÓN ACIDO-BASE NEUTRALIZACIÓN

1. ¿Cuántos mililitros de H2SO4 0.22N se necesitan para titular 30 ml de NaOH 0.14 N?

2. ¿Cuál es la concentración N de 25 ml de KOH que fueron titulados con 14.5 ml de HCl 1.75 N?

3. ¿Cuál es la Normalidad de una solución de NaOH, si 5ml de la base se titularon con 15.5 ml de HCl 0.25N?

4. ¿Cuántos ml de una solución 0.12 N de HNO3, se requieren para neutralizar 25 ml de una solución de NaOH que es 0.14N?

5. ¿Cuál es la N de una solución de KOH , si 80 ml de ella son neutralizados por 65 ml de una solución de HCl 0.45 N?

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

119

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO corregirse con Na2CO3 IV. Se le administran 105 mL de Na2CO3 al 7 % p/v. Calcule los mEq de Na2CO3 que le administraron al paciente.

2. En el hospital hay ampollas de KCl al 5 % p/v. Cuantos mL deben administrársele a una niña de 5 años que pesa 18.18 kg a la cual se le recetan 3mEq de K+ / Kg de peso para corregir una hipokalemia debida a insuficiencia renal.

3. A un paciente con hipersecreción gástrica; se le coloca una sonda nasogástrica hasta llegar al antro del estómago y se le aspira jugo gástrico. Se titulan 5 mL de este jugo con NaOH. Si se necesitaron 11mL de NaOH 0.3 N, para neutralizar el ácido estomacal (HCl). Calcule la Normalidad del HCl en el jugo gástrico de dicho paciente. Considerando que los valores normales (en ayuno) son entre 0.5-0.8N. Como considera el valor obtenido (alto, bajo, normal) Calculo de la N del HCl en el jugo gástrico

Valor bajo, normal, alto

120

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO RESPUESTAS Ejercicios aplicados a casos clínicos

Molaridad

Molalidad

Normalidad

Dilución

Neutralización

Normalidad y moralidad

1

1.71 M

0.43 m

2.29 N

0.12 M

19.09 ml

0.90 N

138.69 meq

2

1.83 M

1.04 m

0.28 N

4.0 ml

1.015N

1.18 M, 3.54 N

81.32 ml

3

1.34 M

5.73 m

4.05 N

750 ml

0.775 N

4

0.30 moles

2.86 g

0.44 N

1.11 N

29.17 ml

5

38.68 g

1.62 m

3.78 N

263 ml

0.366 N

6

4.18 g

28.83 g

5.23 g

7

22.23 g

11.66 g

26.00 g

8

200

0.88 m

7.63 g

9

4.87 L

0.16 Kg

0.07 eq

10

1.60 L

0.7 L

45 meq

0.66 N, valor normal

Resuelva los siguientes ejercicios del libro de texto:

8.49 inciso c. página 319respuesta página 339

8.51 inciso a. página 319 respuesta página 339

8.53 inciso b. página 319 respuesta página 339

121

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 8.55 inciso a. página 324 respuesta página 339

8.57 inciso c. página 324

8.97 página 337 respuesta página 339

8.99 inciso a. página 337 respuesta página 339

respuesta página 339

8.59 inciso a. página 324 respuesta página 339

8.111 inciso a. página 338 respuesta página 339 Nota : Convertir M a N



En una hoja aparte elabore el mapa conceptual con el contenido de la semana.

122

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

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

GUÍA DE ESTUDIO 2018

SEMANA 10 COLOIDES Y SUSPENSIONES Elaborado por: Lic. Fernando Andrade Barrios

1. Defina de acuerdo a los Términos clave de su libro de texto, lo siguiente: DISOLUCIÓN (SOLUCIÓN)

COLOIDE

SUSPENSIÓN

EFECTO TYNDALL

MOVIMIENTO BROWNIANO

Haga un DIBUJO que represente el MOVIMIENTO BROWNIANO

123

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 2. Coloque en el paréntesis el número que corresponde al término

con la

definición:

1 Coloide o dispersión coloidal

(

)

Ejemplos de soluciones Isotónicas .

2 Suspensiones

(

)

Proceso por el cual una persona con fallo renal usa un riñón artificial para purificar su sangre

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

(

)

Proceso que resulta cuando un glóbulo rojo se hincha y estalla

6 NaCl 0.9%m/v y Glucosa 5.0% m/v

(

)

Entrada o salida de agua a través de células y membranas semipermeables.

7 Crenación

(

)

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

8 Diálisis

( )

Mezclas que no se separan ni sedimentan, no se separa por filtro y no presenta efecto Tyndall

9 Hemolisis

124

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

3. Complete el siguiente cuadro con la Tabla “Ejemplo de coloides”: Ejemplo de coloide 1. Niebla

Sustancia dispersa

Medio de dispersión

liquido

Tipo de Coloide Aerosol

2. Crema de afeitar 3. Mayonesa

Emulsión líquida

4. Malvavisco

Espuma sólida

5. Plasma sanguíneo

Sol

6. Humo

solido

4. Identifique las características de las soluciones, coloides y suspensiones, SOLUCIÓN

COLOIDE

SUSPENSIÓN

Tamaño de partícula en nanometros (nm) ¿Se separa por filtración? ¿Es una mezcla homogénea o heterogénea? ¿Presenta Efecto Tyndall? ¿Presenta Movimiento Browniano? 5. Indique para cada definición a que término pertenece, ¿DIFUSIÓN, OSMOSIS o DIÁLISIS? TÉRMINO

DEFINICIÓN

a)

Proceso donde una membrana semipermeable permite el paso de pequeñas moléculas de soluto y iones, así como moléculas de agua (solvente), pero retienen las partículas grandes, como proteínas y polisacáridos.

b)

Proceso donde una membrana semipermeable permite que las moléculas del solvente pasen a través de ella de una región diluida a una concentrada.

c)

Es un proceso, donde las moléculas ó iones pueden difundirse desde una mayor concentración hacia una menor concentración

125

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 6. Indique el proceso representado en el dibujo 1.

2.

3.

PROCESO

DIFUSIÓN, OSMOSIS O DIÁLISIS

7. Marque con una X el tipo de membrana que utiliza la Osmosis y la Diálisis Permeable ____ Semipermeable ____ Impermeable __

8. Defina los siguientes términos: PRESIÓN OSMÓTICA

PROPIEDAD COLIGATIVA

¿A MAYOR NUMERO DE PARTÍCULAS LA PRESIÓN OSMÓTICA ES MAYOR O MENOR? ¿POR QUÉ?

126

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

Ejemplo

9. Complete el siguiente cuadro siguiendo el ejemplo sobre el proceso de diálisis y ósmosis : a) En la osmosis, el agua se desplaza de la solución:  De 5% a la de 10%. De menor a mayor concentración.

Glucosa Glucosa al 5% al 10%

b) En la diálisis, los solutos se desplazan de la solución:  De 10% a la de 5%. De mayor a menor concentración. a) En la __________, el agua se desplaza de la solución:  De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración.

1. NaHCO3

NaHCO3

al 1.4 M

al 5 M

b) En la diálisis, ____________ se desplazan de la solución: De

____

a

la

de

____.

De

_______

a

________concentración. a) En la __________, el agua se desplaza de la solución:  De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración. 2. NaCl

NaCl

al 0.9%

al 0.2%

b) En la diálisis, ____________ se desplazan de la solución: De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración. a) En la __________, el agua se desplaza de la solución:  De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración.

3. Acetona

Acetona

al 5%

al 2%

b) En la diálisis, ____________ se desplazan de la solución: De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración. a) En la __________, el agua se desplaza de la solución:  De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración.

4. NH4Cl

NH4Cl

al 0.7 M

al 1.5 M

b) En la diálisis, ____________ se desplazan de la solución: De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración.

127

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

TONICIDAD Los líquidos corporales normales, incluso la sangre y el líquido lagrimal, tienen una presión osmótica que coincide con la de una solución de cloruro de sodio al 0.9%. Por lo que una solución de cloruro de sodio al 0.9% es isoosmótica con los líquidos 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. 10. Defina de acuerdo a los Términos clave del capítulo 8 de su libro de texto, DISOLUCIÓN HIPERTONICA

DISOLUCIÓN ISOTONICA

DISOLUCIÓN HIPOTONICA

128

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 11. Complete los datos de esta tabla “Tonicidad, Rango de valores de osmolaridad y fenómeno en un eritrocito”

Indique el tipo de solución en que se encuentra el eritrocito en cada beaker

Escriba el Rango del valor de la osmolaridad

Escriba a la par del dibujo el efecto sobre el eritrocito (hemólisis, crenación y normal)

a)

b)

c)

CALCULO DE LA OSMOLARIDAD. La intensidad de la presión producida por un soluto es proporcional a su concentración en número de iones o moléculas. En los líquidos de cualquier célula viva se encuentran sales, azúcares, y otras sustancias en solución, por lo que la célula tiene cierta actividad osmótica. Para calcular la osmolaridad debe: 1. Tener la concentración molar (M) de la solución. Si no calcúlela. 2. Identificar el número de partículas. Si es un compuesto iónico indique la cantidad de iones como partículas y si es un compuesto molecular siempre será UNA partícula, pues no se disocia. 3. Calcular la osmolaridad. Osmolaridad = Molaridad x número de

partículas Ejemplo No. 1:

¿Cuál es la Osmolaridad de una solución de NaCl 0.26 M?

Análisis: El NaCl se disocia así:

NaCl → Na+ + Cl- , da 2 iones o partículas.

Calcule: Osmolaridad = 0.26 M x 2 partículas = 0.52 osm

129

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

Ejemplo No. 2:

¿Cuál es la Osmolaridad de una solución de glucosa 1.5 M?

Análisis: La glucosa es una molécula que no se disocia, da una molécula o una partícula. Calcule: Osmolaridad = 1.5 M x 1 partículas = 1.5 osm

12. Realice la disociación de las sustancias en sus iones e indique la cantidad de partículas (iones) obtenidas según el ejemplo del siguiente cuadro. Ecuación de ionización

Partículas disociadas

-

Ej:

Na2CO3  2 Na + CO3

1.

NaCl 

2.

CaSO4 

3.

KNO3 

4.

NaHCO3 

5.

Al2(SO4)3 

6.

Mg3(PO4)2 

7.

Al(OH)3 

8.

AgCl 

9.

K3BO3 

+

3 iones

10. Li3PO4  RELACIONA LA OSMOLARIDAD DE UNA SOLUCIÓN CON LA TONICIDAD Y EFECTO EN EL ERITROCITO

1. Ejemplo: ¿Cuál es la Osmolaridad, tonicidad y el efecto de la solución en el eritrocito de una solución de MgCl2 0.42 M? +2

-

 MgCl2 → Mg + 2 Cl , da 3 iones o partículas.  Osmolaridad = 0.42 M x 3 partículas = 1.06 osm  Compare con el rango de tonicidad: 1.06 > 0.32 osm, entonces es una solución hipertónica  Efecto en el eritrocito: Crenación

13. Resuelva los siguientes ejercicios de acuerdo a lo que le solicite: a) Calcule la osmolaridad de una solución de CaCl2 0.24 M e indique su tonicidad:

130

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO b) Calcula la osmolaridad en unas gotas descongestivas para los ojos con 2.7 mg/ml de ZnSO4 indique su tonicidad: c) Calcule la osmolaridad de una ampolla de KCl al 1.2% p/v para uso intravenoso indique su tonicidad.

d) Calcule la osmolaridad de un suero dextrosado (C6H12O6) al 5% p/v e indique su tonicidad:

e) ¿Cuántas partículas de una sustancia produce al ionizarse en una solución 0.4 M al 2.4 osm?

f)

¿Cuántos miliosmoles contiene una solución de AgNO3 0.035 M?

g) ¿Cuántos miliosmoles hay en una solución de Na2CO3 al 0.057 M?

h) ¿Cuántas partículas se encuentran en una solución 0.25M al 0.75 osm?

i)

Calcule a) osmolaridad b) tonicidad y c) qué ocurre a los eritrocitos frente a un suero fisiológico (solución de cloruro de sodio) al 0.9% p/v

j)

Calcule a) osmolaridad b) tonicidad y c) qué ocurre a los eritrocitos frente a una solución de Na2CO3 al 1.4% p/v

k) Calcule a) osmolaridad b) tonicidad y c) qué ocurre a LAS células de la mucosa nasal frente a un aerosol que se vende sin receta médica de NaCl al 0.65% p/v

131

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

l)

¿Qué le ocurre a los eritrocitos si se le inyecta, vía intravenosa, una solución de glucosa al 0.9% p/v?

m) ¿Qué le ocurre a los eritrocitos al introducirlo en una solución que se preparó disolviendo 1.7 g de Na3PO4 hasta obtener 100 mL de la solución?¿Cuál es su osmolaridad?

14. Lea la sección La Química en la Salud de su libro de texto “Diálisis por los riñones y el riñón artificial” y conteste: a. Los líquidos del cuerpo experimentan diálisis por medio de las membranas de los riñones, en general ¿Qué eliminan? a)_____________________ ___________________

b)

________________________

c)

b. En específico, ¿qué partículas lleva la sangre al nefrón y atraviesan la membrana?

c. ¿Cuál es el principal producto de desecho?

d. En la hemodiálisis, ¿por qué no se pierde sangre a través de la membrana?

e. Dibuje el esquema de la hemodiálisis:

15. Realice un Mapa conceptual de los temas de la semana

132

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

RESPUESTAS 13. a) 0.72, hipertónica

13. i)0.30, Isotónico, No hay cambio

13. b)0.042, hipotónica

13. j)0.65 Hipertónico, crenacón

13. c) 0.30, Isotónica

13. k)0.22, hipotónico, lisis

13. d)0.28 Isotónica

13. l)0.05, hipotónico, lisis

13. e) 4 Partículas

13. m) Se crenan, 0.41

13. f) 70 miliosmoles 13. g) 285 miliosmoles 13. h) 3 Partículas

133

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

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

GUÍA DE ESTUDIO 2018

SEMANA 11 VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO Elaborado por: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar 1. Coloque el inciso de la columna de izquierda que corresponde a la

definición de la derecha a.

Equilibrio químico

b.

Reacción reversible

Sistema en equilibrio en donde los componentes están en diferentes estados Indica que una reacción tiene lugar solo cuando las moléculas chocan con la orientación adecuada y con suficiente energía

c.

Equilibrio homogéneo

Punto en el que las reacciones hacia productos y hacia reactivos tienen lugar a la misma velocidad y la concentración de reactivos y producto es constante

d.

Velocidad de reacción

Sustancia que aumenta la velocidad de una reacción al reducir la energía de activación

e.

Teoría de Colisiones

f.

Principio de Le Chatelier

g.

Catalizador

h.

Constante de equilibrio

i.

Energía de activación

j.

Equilibrio heterogéneo

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 Valor numérico obtenido al sustituir las concentraciones de los componentes en la expresión en la constante de equilibrio Cuando 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

134

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 2. ¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de reacción?

a. ________________________________ b. ________________________________ c. ________________________________ d. ________________________________

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

reacción? CAMBIO

4.

MAYOR O MENOR VELOCIDAD DE REACCIÓN

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 Complete la siguiente tabla: REACCIÓN EN EQUILIBRIO

EQUILIBRIO HOMOGÉNEO/ HETEROGÉNEO

EXPRESIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

a.

b.

135

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO REACCIÓN EN EQUILIBRIO

EQUILIBRIO HOMOGÉNEO/ HETEROGÉNEO

EXPRESIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

c.

d.

e.

f.

g.

136

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 5. Resuelva los siguientes problemas

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

CO2(g) + H2(g)

CO(g) + H2O(g)

0.25 M

0.20 M

0.043 M

0.20 M

Escriba la expresión de la constante de equilibrio y cálculos del Valor de Keq Valor calculado de la Keq es:

El valor de Keq obtenido es : (subraye) Keq < 1 Keq = 1 Keq > 1 Tiene lugar una reacción (subraye)  



ESCASA, MODERADA, CASI COMPLETA

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

0.75 M

0.35 M

0.80 M

0.20 M

Escriba la expresión de la constante de equilibrio y cálculos del Valor de Keq Valor calculado de la Keq es:

El valor de Keq obtenido es : (subraye) Keq < 1 Keq = 1 Keq > 1 Tiene lugar una reacción (subraye)  



ESCASA, MODERADA, CASI COMPLETA

137

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO c. Para la reacción en equilibrio, y las concentraciones de reactivos y productos, Indique: (deje constancia de sus cálculos)

2HF(g)

H2(g) + F2(g)

0.8M

1.5 M

1M

Escriba la expresión de la constante de equilibrio y cálculos del Valor de Keq Valor calculado de la Keq es:

El valor de Keq obtenido es : (subraye) Keq < 1 Keq = 1 Keq > 1 Tiene lugar una reacción (subraye)  ESCASA,  MODERADA,  CASI COMPLETA

d. Para la reacción:

Keq= 54.3 0.5 M

0.5 M

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

EQUILIBRIO QUÍMICO 6. ¿Cuáles son los factores que afectan el equilibrio?

a. _________________________________ b. _________________________________ c. _________________________________

138

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 7. Prediga la dirección del desplazamiento del equilibrio según el principio de Le Châtelier cuando SE AUMENTA LA PRESIÓN para cada uno de los incisos: DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO AL AUMENTAR PRESIÓN IZQUIERDA / DERECHA

REACCIÓN EN EL EQUILIBRIO

a.

b.

c.

2PbS(g) + 3 O2(g)

PCl5(g)

2PbO(s) + 2 SO2(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

2NO(g) +O2 (g)

2NO2(g)

8. Considere el equilibrio siguiente:

N2O4(g) + calor

2NO2(g)

En qué sentido se desplaza el equilibrio al: DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO

¿Qué ocurre con la concentración de?

a.

Agregar N2O4

[NO2]

b.

Extraer NO2

[N2O4]

c.

Aumentar la presión

[N2O4]

d.

Disminuir la temperatura

[NO2]

9. En la reacción:

PCl5(g) + calor

AUMENTA o DISMINUYE

PCl3(g) + Cl2(g)

En qué sentido se desplaza la equilibrio al : DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO

a.

¿Qué ocurre con la concentración de . . .?

Extraer Cl2 Disminuir la temperatura Agregar PCl3

[PCl3]

d.

Extraer PCl5

[PCl3]

e.

Disminuir la presión

b. c.

AUMENTA o DISMINUYE

[Cl2] [PCl5]

[Cl2]

139

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 10. Considere el equilibrio siguiente:

Hacia donde se desplaza el equilibrio al: DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO

¿Qué ocurre con la concentración de . . .?

a.

Agregar H2

[ H2]

b.

Extraer NH3

[ N2]

c.

Agregar NH3

[ N2]

d.

Aumentar la presión

AUMENTA o DISMINUYE

[ NH3 ]

11. Considere la siguiente reacción en equilibrio:

N2F4(g) + calor 2 NF2(g) Prediga el desplazamiento del equilibrio e indique si aumenta o disminuye la concentración del compuesto que se le solicita. a) Se retira NF2 del sistema:_____________ que ocurre con la [N2F4] ____________ b) Disminuye la presión_________________ que ocurre con la [NF2] _____________ c) Disminuye la temperatura _____________que ocurre con la [N2F4] _____________ Lea La química en la salud :”Homeostasis: Regulación de la temperatura corporal” página 362 del libro de texto y resuelva los siguientes incisos 12. indique se las siguientes afirmaciones son VERDADERAS (V) o FALSAS

(F) Afirmaciones a.

Cuando un sistema está en equilibrio se le denomina homeostasis

b.

Si no se pierde suficiente calor la temperatura corporal disminuye

c.

Con temperaturas altas el cuerpo regúlala las reacciones metabólicas

(V) / (F)

140

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO d. e. f. 13.

Con temperaturas bajas las funciones esenciales se desarrollan muy lentamente La parte reguladora de la temperatura en el cerebro estimula las glándulas sudoríparas para que produzcan transpiración En regiones con temperaturas altas se libera adrenalina lo que causa un incremento de la actividad metabólica que incrementa la producción de calor

Al aumentar la temperatura corporal hay perdida de calor corporal, ¿Qué ocurre con los vasos sanguíneos? _____________________________. Esto ocasionara: a.__________________________________________________________ b.__________________________________________________________ c.__________________________________________________________

14. Al disminuir la temperatura corporal hay ganancia de calor corporal ¿Qué ocurre con los vasos sanguíneos? ____________________. Esto ocasiona: a. __________________________________ b. __________________________________ c.__________________________________ d.__________________________________

15. Elabore en una hoja adicional un Mapa Conceptual de Velocidad de reacción y

equilibrio químico RESPUESTAS 5. a) Keq= 3.72; b) Keq=0.074; c) Keq= 2.34; d) [HI] = 3.68 M 7. a) ; b) ; c) 8. a)

, ; b)

9. a)

,

; b)

10. a)

,

11. a)

,

, ; c)

,

; d)

,

, ; c)

, ; d)

,

b)

,

c)

,

; d)

; b)

,

c)

,

;

; e)

,

,

141

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 12 ÁCIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Lic. Fernando Andrade Barrios Complete el siguiente cuadro con las definiciones solicitadas: Definiciones de:

Acido

Base

Arrehnius

Brônsted-Lowry

Lewis

Definiciones de: Par conjugado ácido base

Indicador ácido base

pH

Neutralización

Ión hidronio

142

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Clasificación de ácidos según diferentes criterios Ej. HNO3 , HCl , H2SO4

1.Inorgánicos *

Ej. CH3COOH , C6H5COOH

Orgánicos* Los H en negro, son los que se sustituyen o se disocian. 2. Por el número de Hidrógenos sustituibles.

Ej:

2.1. Monopróticos

( 1 Hidrogeno )

2.1. HCl , HNO3 , HClO4

2.2. Dipróticos *

( 2 Hidrógenos)

2.2. H2SO4 ,

2.3. Tripróticos *

( 3 Hidrógenos )

2.3. H3PO4 , H3BO3

H2S ,

H2CO3

* Se les conoce como polipróticos a los que poseen 2 o más Hidrógenos sustituibles 3. Por la intensidad en que se ionizan:

Ej: 3.1. HCl , HNO3 , H2SO4 3.2. HF , CH3COOH

3.1. Fuertes: se ionizan casi en un 100% 3.2.Débiles: se ionizan en un pequeño %

*

Generalmente, la fórmula de un ácido inorgánico comienza con H ( uno,dos ó tres ) , la de un ácido orgánico posee uno ó más grupos –COOH ( -CO2H ).

ACIDOS Y BASES DÉBILES Y FUERTES Características generales, que ayudan a identificar un ácido ó base fuerte y débil. Acido Fuerte

Acido Débil

Base Fuerte

Base Débil

Se ioniza 100%

Se ioniza en un Se ioniza 100% pequeño %.

Se ioniza en un pequeño %

Ionización irreversible

Ionización reversible

Ionización irreversible

Ionización reversible

Ej.

Ej:

Ej:

Ej:

HCl  H+ + Cl -

HF ⇄ H+ + F-

KOH 

K+ + OH-

NH3 + H2O ⇄ NH4 + OH +

-

143

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO No poseen Ka

Si poseen Ka

No poseen Kb

Ka= [ H +] [ F-] -----------------

[HF ]

Electrolito fuerte

Electrolito débil

Si poseen Kb Kb= [NH4+] [OH-]

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

Electrolito fuerte

[ NH3 ]

Electrolito débil

*Ka: Constante de ionización de ácido débil * Kb: Constante de ionización de base débil. El agua presente en la reacción no se toma en cuenta para la expresión y cálculo de Ka y Kb

1 Complete el cuadro. Observe el ejemplo (ejercicio No.1) Fórmula HNO3

Ecuación de Ionización HNO3  H+ + NO3-

Posee Ka / Kb No tiene Ka /Kb

Acido/base Fuerte/Débil

No tiene Ka

Acido fuerte

⇄C3H7COO- + H+ KOH  K+ + OH-

CH3NH2 + H2O ⇄ CH3NH3+ + OH-

C3H7NH2

Base débil

HCl

144

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO ELECTROLITOS 2.Complete el cuadro

Tipo de soluto

Concepto

Se disocia? Si/No

Tipo de partículas en solución

Conducen

Ejemplos

electricidad?

Electrolito fuerte Electrolito Débil

No Electrolito

PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS: Son componentes de la ionización de ácidos o bases débiles, ya que como su ionización es reversible coexisten las formas moleculares y sus especies iónicas.

145

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 3 Complete el cuadro: Compuesto

Ionización **

Acido / base

H2PO4 – ( ácido)

H2PO4 - ⇄ H+ +HPO4 -2

H2PO4 -

Base conjugada */ Acido Conjugado*

HPO4 -2 ( base conjugada)

CH3 CH2COOH ( ácido) C6H5NH3+ (ácido conjugado)

C6H5NH2 + H2O ⇄ C6H5NH3+ +OHNH3 + H2O ⇄ NH4+ + OHH2CO3 ⇄ H++ HCO3-

Nota:

La base conjugada de un ácido débil (HX) es el anión generado en su ionización (X-). El ácido conjugado de una base débil (BNH2) es el catión generado en su ionización (BNH3+). En la ionización de ácidos encontramos H+ ó H3O+, del lado de los productos, en la de las bases encontramos OH- en los productos.

IONIZACION DEL AGUA y su producto ionico Kw : H2O Agua

+ H2O Agua



H3O+

+

ion hidronio

OH ion hidroxilo

La reacción anterior puede escribirse : H2O ⇄ H+ + OHPara toda solución acuosa y agua pura: La constante del producto iónico del agua: Kw Kw = [H3O+] [OH-] = 1x10 -14 o bien

Fórmulas para calcular pH y pOH

pH = -log [H+ ]

pOH=

pH + pOH = 14

-log [OH - ]

Kw = [H+][OH-] = 1x10 -14

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

[H+ ] = 10 –pH

[OH-] = 10 - pOH

-

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

146

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 4.

+

En el siguiente diagrama. Escriba en la parte inferior sus correspondientes [ H ]. Use color rojo para todo lo relacionado a pH ácido, azul para lo básico y verde para lo neutro ( vea + tabla “Comparación de [H3O ], [OH ] y valores correpondientes a pH a 25°C).

pH 

1 2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

[H + ]  Indique Acido, Neutro y Básico



Cálculo de pH de soluciones de ácidos y bases fuertes Como ácidos fuertes y bases fuertes se ionizan casi en su totalidad, la concentración del ácido o de la base equivale a la de los iones H+ o de los OH- .

Ejemplo de ácido fuerte: ¿Cuál es la [H+] y el pH de una solución 0.024M de HCl.?

HCl



H+ + Cl-

Entonces [ H+] = 0.024M  pH = -log H+]

pH = -log 0.024 pH = 1.62

pH es ácido.

Ejemplo de base fuerte: Calcule [ OH - ] y pH de una solución 0.06M de NaOH:

NaOH  Na + OH[OH-] = 0.06M, como es base calculemos pOH = -log [OH] pOH = -log 0.06 pOH = 1.22 pH = 14 - pOH

pH = 14 - 1.22

usemos la fórmula pH + pOH = 14 pH = 12.78

El pH es básico o alcalino

147

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 1. Complete el cuadro: M

pH

pOH

c)

-

[OH ]

El pH es ACIDO / NEUTRO / BASICO

2.58 x 10-3

a) HCl b)

[H + ]

4.35 x 10 -3

NaOH 3.87

HI

11.23

d)

HNO3

e)

NaCl

-------

f)

KOH

0.055

7

2. Calcule pH a partir de datos de [H+] de orina y diga si tiene alcalosis ó acidosis ( pH normal de orina rango 4.5-7.5): a. Paciente con insuficiencia renal [H+] en orina 3.5 x 10 -10 b. Paciente diabético [H+] en orina 4.4 x 10 -4 Cálculo Ka, Kb, % de ionización y pH de soluciones de ácidos y bases débiles Estos se ionizan débilmente,la ionización es reversible, debe aplicarse las fórmulas siguientes:

Acido débil Ecuación de ionización: HX  H+ + X-

-

Ka = [H+ ] [X ] [HX]

% ionización de ácido débil = [H+] x 100 [ HX ]

Para calcular el pH debe despejarse [ H+], en cualquiera de las dos ecuaciones.

148

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO Base Débil Ecuación de ionización: MOH  M+ + OH-

-

Kb = [M+ ] [OH ] [MOH]

% de ionización de base débil = [ OH-] x 100 [MOH]

Debido a que son bases, para calcular pH, primero se despeja [OH-], se calcula pOH y luego el pH usando : pH + pOH = 14  pH = 14-pOH

3. Calcule [ H+] , el pH y el % de ionización, de una solución de CH3COOH 0.058M (Ka = 1.8 x 10 -5 ). Escriba además su reacción de ionización.

4.Cual es el pH, pOH y el % de ionización de una solución 0.22M de HF( Ka 7.2 x 10 -4 )

HF ⇄ H+ + F-

5. Calcule [ H+], pH y Ka de una solución 0.12 M de ácido fórmico ( HCOOH) ionizada 0.96 %

149

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 6. Calcule [OH-], % de ionización, pOH y el pH de una solución 0.33M de C2H5NH2, sabiendo que su Kb = 5.2 x 10 -4 C2H5NH2 + H2O ⇄ C2H5NH3+ + OH-

Nota: En cálculos de Ka y Kb no tomar en cuenta el H2O, aunque aparezca como reactivo.

7. Calcule [OH-] y Kb de una solución 0.15 M de NH3 ionizada en un 0.45 % NH3 + H2O ⇄ NH4 + + OH-

( no tomar en cuenta el H2O )

8. El pH de una solución 0.062 M de ácido benzoico ( C6H5COOH) es 2.24. Calcule Ka y [H+].

C6H5COOH ⇄ C6H5COO- + H+

La siguiente sección se refiere a preguntas acerca de temas de QUIMICA EN LA SALUD”

1. LA

QUIMICA

EN

LA

SALUD

“ELECTROLITOS

EN

LOS

“LA

LIQUIDOS

CORPORALES”:

a. ¿Porqué son importantes los electrolitos en nuestro cuerpo?

150

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO b.Que electrolitos se miden generalmente en una prueba de sangre.?

c. Cuál de los electrolitos anteriores participan en: c.1. El mantenimiento de la uniformidad de los latidos cardiacos: c.2. Participa en el mantenimiento del pH adecuado de la sangre: c.3. Que función tiene el ión sodio?

d. Cuál es el catión más abundante? Y el Anión más abundante?

e. ¿Cuál de las soluciones descritas en la tabla “Concentraciones de electrolitos en disoluciones que se utlizan para sustitución intravenosa” usaría para reponer los siguientes electrolitos a un paciente ? 

Na+ y Cl- :



HPO4-2 :



Ca +2 y Mg+2 :



Cl- y lactato :

2. LA QUIMICA EN LA SALUD ACIDO ESTOMACAL, HCl :

a. Cuántos mL de jugo gástrico puede segregar una persona en un día? _______ b. Además de HCl, el contiene._____________________________________

jugo

gástrico

c. El HCl se segrega en el estómago hasta alcanzar un pH de _____________________.

d.¿Como se llaman las células en el estómago que producen el jugo gástrico? ________________________________________________________________________

151

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO e. ¿Que función tiene el moco viscoso que se segrega en el interior del estómago?

f. En la enfermedad del reflujo gástrico, el contenido ácido del estómago se mueve hacia el ___________. Causando síntomas como: _______________, __________________.

g. ¿El estrés estimula o disminuye la formación de ácido gástrico? _________________.

h. ¿Qué sustancia producen las células del intestino delgado para neutralizar el ácido gástrico .? _______________ con el fin de llevarlo a un pH aproximado de.?__________

3- LA QUÍMICA EN LA SALUD “LLUVIA ACIDA”: a. Cuál es el pH aproximado de la lluvia ácida?

b. Escriba las ecuaciones que muestren como:

b.1. El SO3, se combinan con el agua para formar H2SO4, formando lluvia ácida:

b.2. El NO2 se combina con el H2O y generan HNO3, componente de la lluvia ácida ( limite el uso de su automóvil y disminuya la contaminación.) :

c. ¿De que material son los monumentos y estructuras que ha dañado la lluvia ácida?_______ d.

¿A

que

pH

en

lagos

contaminados

los

peces

y

vegetales

ya

no

sobreviven?__________ e. ¿En qué país

la lluvia ácida ha dañado casi el 70% de bosques y

suelos.?____________

152

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 4. LA QUÍMICA EN LA SALUD “ANTIÁCIDOS”: a. Escriba el uso de los antiácidos:___________________________________________

b. Usando la información de la “Compuestos básicos de algunos antiácidos”. Enumere 2 antiácidos que contengan: NaHCO3: Mg(OH)2: CaCO3: c. Enumere los problemas que ocasiona el uso excesivo de antiácidos._______________ ________________________________________________________________________

En base a la información dada en la figura 10.4, responda. a. Si padece de acidez estomacal, enumere cuatro alimentos que debe evitar consumir:

b. Cuál es menos ácido: El agua de mar o el agua potable? _______________________

c. Ordene de menor a mayor pH, los siguientes fluidos (Sangre, Bilis, Leche, Jugo de limón): ________________________________________________________________________

Realice un Mapa conceptual de los temas de la semana en hoja adicional.

RESPUESTAS:

M

Cuadro 1.

+

El pH es ACIDO / NEUTRO / BASICO

-

pH

pOH

[H ]

[OH ]

a)

HNO3

2.58 x 10-3

2.59

11.41

2.58 x 10-3

3.88 x 10-12

Ácido

b)

NaOH

4.35 x 10 -3

11.64

2.36

2.29 x 10-12

4.35 x 10 -3

Básico

c)

HI

7.41 x 10 -11

Ácido

d)

HNO3

e)

NaCl

f)

KOH

1.35 x 10 -4 1.70 x 10 ------0.055

-3

3.87 2.77 7 12.74

10.13

1.35 x 10 -4

11.23

-3

7 1.26

1.70 x 10 1 x 10 -7

-13

1.82 x 10

-12

5.99 x 10

Ácido

1 x 10 -7

Neutro

0.055

Básico

153

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 2a

5

9.46, alcalosis

[H+] = 1.15 x 10 -3 pH= 2.93 Ka = 7.68 x 10 -6

2b

6

3.36, acidosis

[OH-] = 0.013 pH = 12.12 pOH= 1.88 % ionización = 3.94

+

-3

3

[H ] = 1.02 x 10 , pH= 2.99 % = 1.75

7

[OH-] = 6.75 x 10 -4 Kb = 3.04 x 10 -6

4

[H+] = 0.0126 pH = 1.90

8

[H+] = 5.75 x 10-3

5

[H+] = 5.55 x 10 -3 pH= 2.25

pOH= 12.10

2a

Ka= 5.34 x 10 -4

% = 5.73

2.51 x 10 -9

Ka = 2.05 x 10 -4 2b

1.58 x 10 -4

6

[OH-] = 1.44 x 10 -2 pH = 12.16 % ionización = 3.6

+

3

[H ] = 1.2 x 10 , pH= 2.92 % = 1.5

7

Kb = 1.81 x 10 -5

4

[H+] = 1.7 x 10 -2 pH = 1.77

8

[H+] = 2.29 x 10-3

pOH= 12.23

-3

Ka= 6.56 x 10 -5

% = 4.25

ANEXO

154

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

155

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

156

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM UNIDAD DIDÁCTICA QUÍMICA, PRIMER AÑO GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 13 DISOLUCIONES TAMPON, AMORTIGUADORES O BUFFER Elaborado por: Licda. Corina Marroquín Orellana Capítulo 10 del libro de texto 1. Escriba el concepto de buffer: _______________________________________________________________ _______________________________________________________________ 2. Puede un buffer funcionar cuando se le agrega a soluciones de ácidos y bases fuertes? ____________________________________________________________ ____________________________________________________________

3. ¿Cuáles son los componentes de los siguientes amortiguadores? BUFFER

COMPONENTES

ÁCIDO BÁSICO BUFFER SANGUÍNEOS 4. Indique los 3 sistemas buffer más importantes de la sangre: a.

b.

c.

5. Nombre de buffer

Componentes

Nombre de componentes

Intracelular/Extracelular

H2CO3 / HCO3H2PO4- / HPO4-2

157

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

6. Principal buffer sanguíneo: __________________________________________________________ 7. Cuál de los componentes de los buffers actúan, con los siguientes cambios de Ph: H2CO3 / HCO3Acido sal

↓ pH sanguíneo ↑ pH sanguíneo

H2PO4- / HPO4-2 Acido sal

↓ pH sanguíneo ↑ pH sanguíneo

8. ¿Cuál es el rango de pH normal de la sangre?:___________________________________________________ a) Si el pH sanguíneo de un paciente es 7.20 decimos que presenta: __________________________________________________________ b) Si el pH sanguíneo de un paciente es 7.60 decimos que presenta: __________________________________________________________

9. ¿Cómo se encuentra la concentración de CO2 y el valor de pH en los siguientes condiciones?:utilice ↑ (aumenta) y ↓ (disminuye) CO2

pH

Acidosis Respiratoria Alcalosis Respiratoria

158

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 10. Utilizando la Tabla 10.10 “Acidosis y alcalosis, síntomas, causas y tratamiento” de su libro complete los cuadros a y b: a)

SÍNTOMAS [CO2]

TRATAMIENTO

pH

Acidosis Respiratoria Alcalosis Respiratoria b) +

[H ]

pH

SÍNTOMAS

TRATAMIENTO

Acidosis Metabólica

Alcalosis Metabólica

CÁLCULOS DE pH DE UN BUFFER Para calcular el pH de un buffer podemos utilizar las siguientes fórmulas, BUFFER ÁCIDO: encontramos la concentración de iones hidrógeno [H+]

Luego se calcula el pH:

159

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

BUFFER BÁSICO: encontramos la concentración de iones hidroxilo [OH-]

Luego se calcula el pOH:

Al saber el valor pOH usamos la relación para encontrar pH :

Ecuación de Henderson – Hasselbach Esta ecuación también se utiliza para calcular el pH de un Buffer. BUFFER ÁCIDO

BUFFER BÁSICO

11. ¿Calcule el pH de un buffer formado por H3PO4 0.7M y NaH2PO4 0.5 M?, Ka= 7.5 x 10-3

12. ¿Calcule el pH de un buffer de amoníaco 0.3 M y cloruro de amonio 0.25M? Kb=1.8 x 10

-5

160

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO 13. Un paciente está respirando muy lentamente y sus resultados de laboratorio son: H2CO3 : 0.0030 M y HCO3- : 0.024 M ¿Calcule el pH sanguíneo del paciente? Ka = 4.3 x 10-7

14. ¿Un atleta olímpico estaba muy nervioso antes de la competencia respirando muy rápidamente. Sus datos de datos de laboratorio revelaron H2CO3 2.4mm y HCO3- :0.031mm. Calcule su pH sanguíneo. Ka = 4.3 x 10-7 Subraye: tiene acidósis o alcalósis? BUFFER ÁCIDO QUE SE LE AGREGA: ACIDO FUERTE

BASE FUERTE

CON LA ECUACIÓN DE HENDERSON- HASSELBACH ÁCIDO FUERTE

ÁCIDO BASE

-7

15. Un buffer formado por H2CO3 0.5 M Y NaHCO3 0.40M y una Ka=4.2 X 10 .

Calcular: a) El pH buffer b) ¿Calcule el pH del buffer luego de agregarle HCl 0.01 M? c) ¿Calcule el pH del buffer luego de agregarle NaOH 0.015M?

16. Una solución buffer se preparó con CH3COOH 0.4M y CH3COONa 0.5M y su Ka=1.8 x 10-5 161

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO a) ¿Cuál es el pH del buffer? b) ¿Cuál será el nuevo pH de la solución, al agregarle 0.015 moles de NaOH? c) Después de agregarle al buffer 0.01 mol de HCl, ¿cuál será el valor de pH?

BUFFER BÁSICO QUE SE LE AGREGA: ÁCIDO FUERTE

BASE FUERTE

CON LA ECUACION DE HENDERSON- HASSELBACH ACIDO FUERTE

BASE FUERTE

17. Un buffer de amoníaco 0.1 M y cloruro de amonio 0.18M y su Kb= 1.8x10-5? a) ¿Calcule el pH inicial del buffer. b) ¿Calcule el nuevo pH del buffer anterior después de agregar HCl 0.02M? c) ¿Calcule el nuevo pH del buffer inicial después de agregar NaOH 0.02M?

18.

Un buffer se preparó mezclando una solución de Etilamina (CH 3CH2NH2) 0.4 M y Cloruro de etilamonio (CH3CH2NH3 + Cl-) 0.6 M. Si la Kb= 5.2x10-4 a) ¿Cuál es el pH del buffer? b) ¿Cuál es el pH luego de agregarle HCl 0.03M? c) ¿Cuál es el pH del buffer inicial después de agregarle NaOH 0.04 M

162

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

Lea La química en la salud: “Disoluciones amortiguadoras en la sangre “ y responda (pag. 400).

19.

Producto final del metabolismo celular ______________________________

20.

Parte del CO2 se elimina en ____________________________________________________________ Si el nivel de CO2 sube se produce mas H2CO3 lo que hace que mas H3O+. Entonces: a) ¿Qué ocurre con el pH?

b) ¿Cómo se llama a esta condición?:

21. ¿Cómo se disocia el ácido carbónico en el cuerpo?

22. ¿Qué órgano produce más HCO3- en el cuerpo?

23. Completar la siguiente reacción: CO2 + H2O ↔

↔

+

24. ¿Cuáles son las concentraciones habituales en la sangre: H2CO3 y HCO3___________________ y cuál es la proporción _________________

25. ¿Cuál es la [H+] de un buffer sanguíneo que contiene un pH=7.4? ________.

163

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

26. Complete la tabla: 10.9

Valores normales para un buffer sanguíneo en sangre arterial. PCO2 H2CO3 HCO3 pH RESPUESTAS 11) 1.92

12) 9.33

13) 7.27

14) 7.47

15) a) 6.27

b)6.26

c) 6.30

16) a) 4.84

b)4.87

c) 4.82

17) a) 9

b) 8.9

c) 9.3

18) a) 10.54

b) 10.48

c) 10.61

164