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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:_____________________________________________________

Carné No.____________________________________________

Docente: ________________________Día y hora de Clase: ___________


2

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


3

NÚMEROATÓMICO Y NÚMERO DE 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

SÍMBOLO

Metal

/No

metal

NUMERO

ATÓMICO

NUMERO

DE

MASA

NUMERO

DE P+

NUMERO DE

NEUTRONES

NUMERO

DE e

a. POTASIO

39 19

b.

Ag 47 61

c.

33 42

d. YODO

127

e.

Cr 52 24

ISOTOPOS

NOTACIÓNISOTÓPICA

Para distinguir entre los diferentes isótopos de un elemento, se puede representar

de las siguientes formas:


4

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:

NOTACIÓNISOTÓPICA

a. 24 protones y 28 neutrones

b. 35 protones y 46 neutrones

c. 38 electrones y 51 neutrones


5

6. Compete la siguiente tabla en base a la información proporcionada

NOTACIÓNISOTÓPICA 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


6

9. Complete el siguiente cuadro con la información proporcionada:

ION NUMERO

DE

PROTONES

NÚMERO DE

ELECTRONES

CUANTOS

ELECTRONES

GANO O PERDIÓ

CATION /

ANION

NOMBRE

DEL

CATION O

ANION

a. Na+

b. O-2 10 e- 2 e- ganados

c. 30 p+ 2 e- perdidos

d. 56 p+ 57 e-

e. 16 p+ 2 e- ganados

f. 46e- 4 e- perdidos

g. 20 e- 1 e- perdido

h. 8 e- 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

FORMULA DE ION

POLIATOMICO

EJEMPLO Na2SO3 Na Sulfito

a. CaCO3

b. Al(NO3)2

c. NaHCO3

d. K3PO4


7

COMPUESTO METAL

NOMBRE DEL ION POLIATOMICO PRESENTE EN EL COMPUESTO

FORMULA DE ION

POLIATOMICO

e. K2Cr2O7

f. NaClO3

g. NaOH

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


8

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

ELEMENTO GRUPO PERIODO

CLASIFICACIÓN

(REPRESENTATIVO, TRANSICIÓN,

GAS NOBLE O TRANSICIÓN

INTERNA)

a. ORO

b. ARSÉNICO

c. RADÓN

d. CADMIO

e. PLOMO

f. NÍQUEL

g. HELIO

h. BORO

i. FOSFORO

j. MERCURIO

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.


9

No. Elemento Diagrama de Orbital

Ejemplo Si

1. O 1s 2s 2p

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

3. Al 1s 2s 2p 3s 3p

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

CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA

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

:

NIVELES

ENERGÉTICOS

(n)

NÚMERO MÁXIMO

DE

ELECTRONES(2n2)

1

2

3

4

5

6

7

subnivel NUMERO MÁXIMO

DE ELECTRONES

s

p

d

f


10

16. Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones en el siguiente

cuadro, utilizando la “Regla de la diagonal”

No. ÁTOMO

ó ION

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

SEMIDESARROLLADA

CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA

ABREVIADA

Ej: Mg 1s22s22p63s2 [Ne]3s2

a. C

b. Na

c. Na+

d. Cl

e. Cl -

f. Ca

g. Ca+2

h. Se

i. Se-2

j. O


11

DIAGRAMA DE BOHR El diagrama de Bohr del átomo de un elemento representa números específicos

de electrones en niveles de energía definidos. Ejemplos:

17. Llene la siguiente tabla con lo solicitado guíese con el ejemplo:

No. ÁTOMO DIAGRAMA DE BOHR ION DIAGRAMA DE BOHR

Eje

mp

lo

K K+


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


1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

DIAGRAMAS DE BOHR DEL MAGNESIO


12


1 Mg

Mg+2

CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA: CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA:

2 Ca

Ca+2


3 Cl

Cl-


4 O

O-2



13


5 N

N-3

CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA CONFIGURACIÓNELECTRÓNIC

A

6 Sr

Sr +2

CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA: CONFIGURACIÓNELECTRÓNIC

A:

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


14

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

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

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


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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 sección5.6 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.


16

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.


17

Nota:

* Existen normas para determinar los números o estado de oxidación

de los elementos en los compuestos.

** Los valores de electronegatividad de cada elemento se encuentran

en la tabla periódica.

NUMERO DE OXIDACIÓN DEL

ELEMENTO

PREFIJO del nombre del

compuesto

SUFIJO del nombre del

compuesto

1 ó 2 Hipo OSO

3 ó 4 ---- OSO

5 ó 6 ---- ICO

7 Per ICO

NOMENCLATURA DE LAS SUSTANCIAS NO COMBINADAS

Ó COMBINADAS CON ELLAS MISMAS.

Si un elemento no se halla combinado ó bien ésta combinado con el mismo, recibe

simplemente el nombre de ese elemento. Por ejemplo:

Fe: Hierro Ag: plata H2: Hidrógeno O2: Oxígeno I2: Yodo

CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS INORGÁNICAS.

Las sustancias inorgánicas se clasifican, para su nomenclatura, de acuerdo al

número de átomos diferentes que posea, de acuerdo a lo siguiente:

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

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

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

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 Oxido mercuroso Monóxido de dimercurio Oxido de mercurio (I)

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

MnO2 Oxido

manganoso Dióxido de manganeso

Oxido de Manganeso

(IV)


18

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

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

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

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

de oxidación solo utilizan el sistema Clásico

b) ANHÍDRIDOS: si se une un No metal con oxígeno. Si se usa el sistema

clásico de nomenclatura, en otros sistemas de nomenclatura se les llama

óxidos.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

CO2 Anhídrido

carbónico Dióxido de carbono

Oxido de carbono

(IV)

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

c) PERÓXIDOS: En el agua ordinaria, H2O, el número de oxidación del

oxígeno es -2. En el agua oxigenada ó peróxido de hidrógeno, H2O2, el

número de oxidación del oxígeno es -1. El ion O2-2 se llama ion peróxido.

Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada

por elementos metálicos. Se nombran con la palabra peróxido seguida del

correspondiente metal.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

H2O2 Peróxido de

hidrógeno

Na2O2 Peróxido de sodio

BaO2 Peróxido de bario

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

metálicos):

Sus soluciones se conocen como Hidrácidos, se nombran anteponiendo la

palabra ÁCIDO y a continuación el nombre del no metal contraído y terminado

en “hídrico”.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMETRICO


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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

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMETRICO

NH3 Amoníaco Azano

PH3 Fosfina Fosfano

H2O Agua Oxidano

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

de NH3 “amoníaco”, este compuesto no posee carácter ácido sino al contrario sus soluciones

son básicas.

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

El símbolo del metal siempre va delante del hidrógeno utilizando un número de

oxidación positivo mientras que el hidrógeno siempre utiliza como número de

oxidación el -1.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA

ESTEQUIOMETRICO SISTEMA STOCK

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

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

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

PbH4 Hidruro 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.

Se nombran haciendo terminar en “URO”, el nombre del no metal y a

continuación se da el nombre del metal.


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Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

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

AuCl3

Cloruro de oro ó

cloruro aúrico*

Tricloruro de oro

Cloruro de oro (III)

AlCl3 Cloruro de aluminio Tricloruro de aluminio N.A.

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

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

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

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

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

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

II. COMPUESTOS TERNARIOS

Como su nombre lo indica, son compuestos formados por la combinación de

tres elementos diferentes. Se consideraran tres tipos de compuestos ternarios:

a) HIDRÓXIDOS: Poseen la fórmula general: M(OH)n. Para nombrarlos se

pone la palabra hidróxido y a continuación, el nombre del metal.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA

ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

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

(III)

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

(IV)

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

KOH Hidróxido de potasio N.A. N.A.

NH4OH Hidróxido de amonio N.A. N.A.

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio N.A. N.A.

Al(OH)3 Hidróxido de

aluminio

N.A. N.A.

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

oxidación solo utiliza el sistema Clásico. Así mismo el ion amonio NH4+ con carga +1

b) OXÁCIDOS: Poseen la fórmula general: HYO (H: Hidrógeno, Y: no metal, O:

oxígeno). Para nombrarlos, se antepone la palabra “ácido” y a continuación


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

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

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

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

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

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

KMnO4 Permanganato de

potasio

N.A. N.A.

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

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


22

*La terminación “oso”, indica que el plomo en ese compuesto tiene un estado de

oxidación 2, que es el menor, ya que en otros compuestos puede presentar estados de

oxidación 4 y 2 (ver tabla periódica).

III. COMPUESTOS CUATERNARIOS

a. OXISALES ÁCIDAS

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

oxígeno).

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

NaHCO3 Carbonato ácido de sodio ó bicarbonato de sodio

Na2HPO4 Fosfato monoácido de sodio

NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio

KHSO4 Sulfato ácido de potasio

K2HPO4 Fosfato monoácido de potasio

KH2PO4 Fosfato diácido de potasio

Nota: El término ácido, indica la presencia de hidrógeno.

b. SALES DOBLES

Las sales dobles están formadas por un radical inorgánico (como los

oxisales) y por dos iones metálicos diferentes.

Ejemplo Sistema Clásico Sistema Stock

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

LaCd(NO2)5 Nitrito lantanico y cadmico Nitrito lantano (III) y cadmio(II)

SALES DOBLES = METAL 1 + METAL 2 +

RADICAL


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1. Nombre siguientes compuestos:

COMPUESTO

SISTEMA

CLASICO ESTEQUIOMETICO STOCK

a. MnCl2

b. CuO

c. FeO

d. Na2O2

e. HBr

f. Mn2S7

g. NaNO3

h. Li2SO3

i. KNaCO3

j. BaNaPO4

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

NOMBRE FORMULA

a. Óxido de azufre (II)

b. Trióxido de selenio

c. Cloruro de níquel (II)

d. Ácido hipobromoso

e. Bicarbonato de Potasio

f. Sulfato de cobre (I)

g. 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


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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 deDerecha 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 Arribahacia abajo o de Abajo hacia

arriba?____________________.


25

3-Complete el siguiente cuadro.

Nombre / (valor de

electronegatividad)

Metal*

/No

metal

*

Elemento:

Representativo

/ transición

Nombre / (valor de

electronegatividad)

Metal

*/

no

metal*

Elemento

Representativo

/ Transición

Ej. Litio / 0.98 metal Representativo

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) Halógenosc) Alcalinotérreosd) No

metales del grupo VIe) 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:


26

Rango de diferencia de

electronegatividad Tipo de enlace Características el enlace

0.0-0.4 Covalente no polar *

o covalente apolar.

Comparten electrones, no

generan dipolos

>0.4 <1.8 Covalente polar Comparten electrones , generan

dipolos

1.8 en adelante Iónico Transferencia de electrones: el

más electronegativo los gana

convirtiéndose en anión, el

menos electronegativo los

pierde y se convierte en catión.

*Cuando la diferencia es 0.0, ejemplo elementos diatómicos como el H2, N2, O2,

el enlace se conoce como “covalente puro”.

II- Para determinar si el enlace entre dos átomos es covalente es simple, doble,

triple, ocoordinado o dativo, se elaboran las estructuras de Lewis y se toma

en cuenta lo siguiente:

Covalente

simple*

Covalente

doble*

Covalente triple* Coordinado o

dativo*

Se comparte una

pareja de

electrones. Cada

átomo pone un

electrón. En

estructuras de

Lewis se

muestran con 2

puntos o una

línea simple

Se comparten 2

parejas de

electro-nes.

C/átomo pone

2 electrones.

En estructuras

de Lewis se

muestran con 4

puntos entre los

átomos o una

línea doble

Se comparten 3

parejas de

electrones cada

átomo pone 3

electrones. En

estructuras de

Lewis se ven

entre los átomos

6 puntos o una

línea triple.

Se comparte una

pareja de

electrones pero

solo uno de los

átomos pone los

dos electrones. En

estructuras de

Lewis se ven entre

los átomos dos

puntos o una línea

simple ( igual que el

covalente simple)


27

*El covalente simple, doble, triple, coordinado a su vez puede ser polar o no

polar.

Ejemplo :Hidruro de Magnesio: MgH2 = H : Mg : H = H-Mg-H

Diferencia de electronegatividad: 2.10 (H) -1.31 (Mg) = 0.79 corresponde a

covalente polar.

Se comparten electrones, hay 2 enlaces covalentes simples polares entre

cada Hidrógeno y el Magnesio. Cada átomo pone un electrón en cada uno de

los enlaces.

5- En el SiH4hay 4 enlaces covalentes simples entre cada Hidrogeno (H) y el

Silicio (Si) (recuerde en cada enlace simple cada átomo aporta un electrón y se

comparte una pareja de electrones.) Haga una estructura de Lewis para

representar estos enlaces covalentes simples. Use puntos color rojo para los 4

electrones de valencia del Silicio que participaran en el enlace y puntos azules

para el electrón de cada Hidrogeno. Calcule la diferencia de electronegatividad

entre Silicio e Hidrógeno y diga si se trata de enlace covalente polar o no polar.

Estructura de Lewis del

SiH4

Diferencia de

electronegatividad

Corresponde a enlace

covalente polar / no polar.

Explique por qué.

Silicio: _______

Hidrogeno:_____

Diferencia:_____


28

III- Caso de los compuestos iónicos (recuerde diferencia igual o mayor 1.8) el

elemento más electronegativo gana los electrones de valencia del menos

electronegativo, convirtiéndose en un anión y el menos electronegativo al

perderlos se convierte en un catión.

Ejemplo:

GaF3 La diferencia de electronegatividad 3.98 – 1.81 = 2.18 es un enlace

iónico, se transfieren electrones entre los átomos. El Galio pierde los 3 e- de

valencia Ga +3 (catión).

Cada Flúor gana un electrón, ya que posee 7 e- de valencia solo necesita ganar

1 e- cada flúor y completar su octeto 3 F – se generan 3 aniones F - .

6- Complete el siguiente cuadro

COMPUESTO

DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

TIPO DE ENLACE Iónico, covalente polar,

covalente no polar

COMPARTEN o TRANSFIEREN ELECTRONES

En caso de transferir electrones escriba el

catión y anión formado

Cl2

3.16 - 3.16 = 0 No polar (puro) Comparten

(no aplica)

KCl 3.16 – 0.82 = 2.34

Iónico Transfieren Catión : K + Anión : Cl-

Catión : Ba +2

Anión : O-2

l2O

GaF3 Catión: ______

Anión : F-

NH3

CS2

PCl3

7- Escriba el número de electrones que deben perder los átomos de los siguientes

elementos para obtener una configuración electrónica estable, similar a la de los

gases nobles. Indique a que gas noble se asemejan al perder esos electrones y


29

escriba la configuración de dicho gas. Subraye con resaltador los últimos

subniveles de energía en la configuración del ión formado. Cuente cuantos

electrones hay en esos subniveles diga si se logró un octeto (para esto el número

de electrones en esos dos subniveles debe sumar 8 e-.)

ELEMENTO /

Configuración electrónica

No. de

electrones

Que debe

perder

SIMBOLOGÍA DEL

CATIÓN FORMADO

Configuración

electrónica

SÍMBOLO y


DEL GAS NOBLE estos siempre

poseen 8 e- en el último nivel

Ej. Ca

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

Ca+2

1s2 2s2 2p63s2 3p6

8 e - logro octeto.

Ar ( Argón)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Al

K

Sr

8- Escriba el número de electrones que deben ganar los átomos de los siguientes

elementos para obtener una configuración electrónica estable, similar a la de los

gases nobles. Indique a que gas noble se asemejan al ganar esos electrones y

escriba la configuración de dicho gas. Subraye con resaltador los últimos

subniveles de energía en la configuración del ión formado. Cuente cuantos

electrones hay en esos subniveles diga si se logró un octeto (para esto el número

de electrones en esos dos subniveles debe sumar 8 e-)


30

Complete la siguiente tabla

ELEMENTO /

Configuración electrónica

No. De

electrones

que debe

ganar

SIMBOLOGÍA DEL

ANION FORMADO /

configuración

electrónica

SÍMBOLO y


DEL GAS NOBLE estos siempre

poseen 8 e- en el último nivel

Ej. O

1s2 2s2 2p4

2

O-2

1s22s2 2p6

8 e- logra octeto

Ne ( Neón )

1s2 2s2 2p6

Cl

S

Br

9-Complete la siguiente tabla Propiedades generales Compuestos

iónicos

Compuestos

covalentes

Estado físico a temperatura

ambiente

Puntos de fusión

Alto/bajo

Puntos de ebullición

Altos/bajos

Solubilidad en agua

Alta/baja


31

Solubilidad en solventes no

polares

Alta/baja

Conductividad eléctrica cuando

están disueltos en agua

Conducen / no conducen

Formados por iones o

moléculas

10-Clasifique a las siguientes sustancias como compuestos iónicos o covalentes

según las características que aparecen en la siguiente tabla:

CARACTERÍSTICAS IÓNICO /COVALENTE

Líquido, insoluble en agua pero soluble en solventes apolares y no conduce la electricidad

Sólido, soluble en agua, sus soluciones conducen la electricidad, Punto de fusión alto.

Liquida, inflamable, no conduce la electricidad, no es soluble en agua.

11-Complete la siguiente tabla:

SUSTANCIA DIFERENCIA DE

ELECTRONEGATIVIDAD

Iónico / covalente

Sus soluciones

conducen la

electricidad

Su PUNTO DE

FUSIÓN Es ALTO /

BAJO

BaCl2

CH4

KCl


32

12-Complete el cuadro

ELEMENTO ESTRUCTURA

DE LEWIS Ión

ESTRUCTURA DE LEWIS

Configuración electrónica del ión

Ca .Ca . Ca +2

Al Al+3

N N -3

S S-2

13-Respecto a los iones presentes en el cuerpo, usando la tabla 5.3 del libro

de texto y otras fuentes complete:

ION UBICACIÓN FUNCIÓN PROBLEMAS que

ocasiona su

deficiencia *

Problemas que

ocasiona su

exceso*

Na +

K +

Ca +2

Mg +2

Cl -

Fe +2

*Enumere solo uno.


33

A continuación se dan unas estructuras de Lewis. En unos casos se indican

cómo se forman.

En los ejemplos siguientes, se muestran enlaces triples entre:

Nitrógeno - Nitrógeno ; Carbono-Carbono ; Carbono-

Nitrógeno. También se observan enlaces simples entre

Carbono-Hidrogeno para completar octeto.

Los enlaces N-N y C-C, son polares o no polares?_______

Explique:

Los enlaces C-H, son polares o no polares? _____ Explique:

En el CO2 observamos dos enlaces covalentes dobles entre Carbono

y Oxígeno. Completan, octetos el Carbono y oxígeno?________.

Estos enlaces covalentes dobles son polares o no polares?

_____Explique

En el SO2 se observa cómo se

forma un enlace covalente

coordinado o dativo entre S y O,

además de un covalente doble

entre S y O. Note se completan

los octetos. El enlace covalente

coordinado o dativo entre S y O

es polar o no polar?________

Explique


34

14- Haga la estructura de Lewis del SO3, Señale e identifique por su nombre cada enlace.

Diga si los enlaces son polares-no polares y si se cumple el octeto para el S y el O.

Encierre con una línea los octetos.

En los siguientes esquemas, se observan cómo se forman los enlaces y iónicos y

se generan los iones respectivos: cationes (en éstos casos metales que pierden

electrones) y los aniones (en éstos casos no metales que ganan electrones). Los

metales al perder electrones no se observan los octetos, pero si se alcanzan

octetos, pero estos quedan en el nivel anterior y en las estructuras de Lewis, solo

se muestran los electrones de valencia (los que están en el último nivel).


35

15-Escriba la estructura de Lewis de:

KCl CaO

16- Elabore un mapa conceptual con los temas desarrollados en la semana.

17-Resuelva los ejercicios de la sección preguntas y problemas que estén

relacionados a los contenidos desarrollados ésta semana (Escoja los de

número impar ya que estos tienen respuesta al final del capítulo, revise sus

respuestas).


36


GUÍA DE ESTUDIO 2018 SEMANA 3

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES Elaborado por: Licda. Isabel Fratti de Del Cid.

En base a los contenidos de la semana anterior y la estructura dada a continuación.

Responda lo que se le solicita en los ejercicios.

1- ¿Cumplen octetos los átomos de Carbono y Oxígeno presentes en el NaHCO3? Si /No___.

2- El Na +presente en el NaHCO3, Si cumple octeto pero No se observa. Explique porque:

3- En base a la estructura dada del H2SO4 .Señale e identifique los enlaces presentes. (Por fines didácticos se muestran los electrones de valencia del Azufre (S) por asteriscos y los del Oxígeno (O) por círculos). Con una línea, rodee los octetos del Azufre y los oxígenos.

Covalentedob

ledoblte

doble

COVALE

NTE

DOBLE

iónicoiónicoi

ónicoiónicoió

nico

Covalentes simples

Estructura del Bicarbonato de Sodio:

NaHCO3. En ella se muestran los enlaces

presentes y sus nombres. Tome esto de base

para resolver los ejercicios. (Por fines

didácticos se usan asteriscos, triángulos

círculos para indicar los electrones de

valencia de cada átomo participante)


37

4- Señale e identifique los enlaces presentes en el ión Nitrato.

Información para responder las columnas 2 y 3 del cuadro.

Número de electrones de valencia que posee un compuesto: para calcularlos se

multiplica el número de electrones de valencia que posee cada átomo del compuesto por

el número de veces que aparece en la fórmula y se suman éstas cantidades.

Número de electrones de valencia que se hallan formando enlaces: solo se cuentan

involucrados en los enlaces. Ej. Observe la estructura del H2SO4 dada en el ejercicio 3.

Numero de Electrones de valencia del H2SO4:

(2H x 1 e- = 2) + (1S x 6 e- = 6) + (4O x 6 e- = 24) = (2 + 6 + 24) = 32electrones.

Número de electrones de valencia formando enlaces: = 12e- formando enlaces

En el ión nitrato (NO3-) al

oxígeno unido por enlace

covalente simple le quedó un

electrón de un enlace anterior,

por eso posee carga negativa


38

5- Complete la siguiente tabla, usando la información anterior y los ejemplos dados.

Compuesto

Número total de electrones de Valencia

Número de electrones de valencia formando enlaces

ELABORE LA ESTRUCTURA DE LEWIS o ELECTRÓN PUNTO SEÑALE E INDIQUE POR SU NOMBRE LOS ENLACES INVOLUCRADOS (use puntos de colores distintos para

indicar los e- de c/ elemento presente.)

Cl2 2x7 = 14

2

HNO3

H3PO4

Na2HPO4

K2SO3

BaBr2


39

6- Elabore las estructuras de Lewis para los siguientes iones poli atómicos,

identifique enlaces.

PO4-3( ión fosfato)

CO3-2 ( ión Carbonato) NH4

+ ( ión amonio)

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: se da generalmente cuando uno

de losátomos del compuesto no cumple el octeto. Casos y ejemplos.

Octeto incompleto Uno de los átomos posee menos de 8 electrones en sus enlaces. Ejemplo NO*

Octeto expandido Uno de los átomos posee más de 8 electrones en sus enlaces. Ejemplo PCl5

¿Cuál de los átomos no cumplió octeto?

¿Cuál de los átomos no cumplió octeto?

¿Cuantos electrones tiene el átomo que no cumplió octeto en los enlaces formados?

¿Cuantos electrones tiene el átomo que no cumplió octeto en los enlaces formados?

*Importancia Médica de "NO": Este gas participa en la relajación y vasodilatación de vasos sanguíneos, en la regulación de la presión sanguínea. También actúa como un inhibidor de la agregación plaquetaria y participa en la modulación de la respuesta inmune.


40

7- Elabore las siguientes estructuras de Lewis de los siguientes casos

Octeto incompleto BCl3

Octeto expandido SF6

¿Qué átomo no cumplió octeto? Qué átomo no cumplió octeto?

Cuantos e- posee el átomo que no cumplió octeto

Cuantos e- posee el átomo que no cumplió octeto

FUERZAS INTERMOLECULARES.

Son atracciones, que se presentan en las moléculas (compuestos covalentes polares y no

polares). Son menos intensas que los enlaces covalentes y iónicos.

Fuerzas intermoleculares principales/características de las moléculas que las

presentan:

Fuerza intermolecular Características de las moléculas que la presentan

Ejemplos

Fuerzas de dispersión o de London

Covalentes no polares N2 PH3 SiH4

Atracciones Dipolo-Dipolo

Covalentes polares SO2 HCl

Puentes o enlaces de Hidrogeno.

Covalentes polares siempre que presenten uno ó más hidrógenos unidos a Flúor , Nitrógeno y Oxígeno

HF NH3 H2O CH3-OH

Podemos ordenarlas de mayor a menor intensidad o fuerza:

Puentes de Hidrógeno > Atracciones Dipolo-Dipolo > Fuerzas de dispersión

o London.


41

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 _______


42

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

HBr

Puentes de Hidrogeno entre moléculas de

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.


43

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA

FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS, CUM

UNIDAD DIDÁCTICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO


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

productos

Sustancia formada como resultado de

una reacción química

B. Coeficiente Representación de una reacción química

que indica reactivos, productos y

coeficientes

C. Reacción química Proceso mediante el cual tiene lugar un

cambio químico

D. Producto Reacción química en la que los reactivos

se unen para formar un solo producto

E. ↑ o (g) al pie de uno de los

productos

Símbolo que indica que el producto es

un precipitado

Reacción de doble sustitución

F. 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 G. Ecuación química

H.

Símbolo que indica que el producto es

gas

I.

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


44

3. Partes de una ecuación: En las siguientes ecuaciones químicas indique

el significado o nombre de lo que señala la flecha.

3.1

A.____________________________________

B.____________________________________

C.____________________________________

D.____________________________________

E.____________________________________

F.____________________________________

3.2

A._____________________________________

B._____________________________________

C._____________________________________

D.____________________________________

E._____________________________________

B.

A. C

D E

A

.

B.

F. C. D

.

E.


45

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. Balancee las siguientes ecuaciones:

a.

b.

c.

d.

e.

Al + 3S Al2S3

KOH + H2SO4 K2SO4+ H2O H2O


46

TIPOS DE REACCIONES

6. Escriba la representación de la reacción (utilice la tabla 6.3) y de un

ejemplos decadatipo:

6.1.REACCIÓN DE COMBINACIÓN:

Representación de la reacción

Ej:

6.2.REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN:


Ej:

6.3.REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE:


Ej:

6.4.REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE:


Ej:

6.5.REACCIÓN DE COMBUSTIÓN:


Ej:

6.6. REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN


Ej:


47

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:

ECUACIÓNQUÍMICA

ENDOTÉRMICA O

EXOTÉRMICA

a. 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) + 819 kJ

b. N2(g) + O2(g) 2 NO (g) H= + 21.6 kcal

c. CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2 H2O (g) + 802.4 kJ/mol

d. 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (l) + energía

e.

f.

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


48

9. Clasifique las siguientes ecuaciones químicas como Reacciones

reversibles oirreversibles:

ECUACIÓNQUÍMICA

REACCIÓN REVERSIBLE O

IRREVERSIBLE

a. N2O4(g) 2 NO2(g)

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

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

d. 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

NÚMEROS DE OXIDACIÓN DEL

ELEMENTO EN EL COMPUESTO

O ION

SUMA TOTAL DE LOS NÚMEROS

DE OXIDACIÓN

ejemplos

CO2 C:+4 O: -2

C : +4 x 1 =+4

O: -2 x 2 = -4 0

OH- O: -2 H: + 1

O: -2 x 1 = -2

H: +1x 1 = +1

-1

CaCO3

Ca:+2 C:+4 O: -2

Ca: +2 x 1 = +2

C: +4 x1= +4

O: -2 x 3 = -6

0

a.

NaCl Na: Cl:

b.

NaHCO3 Na: C: O:

c. Na2O Na: O:

d. CuSO4 Cu: S: O:

e. H2O2 H: O:

f. NaCO3 Na: C: O:

+

+

+


49

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:

H Ba3(PO4)2 Ba: P: O:

i. K+ K:

j. Al+3 Al:

k. PO4

-3 P: O:

l. SO4

-2 S: O:

10. 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 (V) / (F)

a. Hay dos tipos de esmog

b. El esmog fotoquímico necesita luz solar para iniciar reacciones que producen contaminantes

c. 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

f. Los átomos de oxigeno son tan reactivos que se combinan con moléculas de oxígeno en la atmósfera, o que forma ozono

g. En la estratosfera el ozono es benéfico porque protege contra la luz ultravioleta que previene del sol

h. El SO2 es dañino para las plantas y corrosivo para metales como el cuero

i. La presencia de ácido sulfúrico en ríos y lagos disminuye el pH del agua

11. Elabore en una hoja adicional un mapa conceptual del tema:

“REACCIONES QUÍMICAS”.


50





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) Oxidación

b) Reducción

c) Número o estado de oxidación

d) Valencia

e) Electrones transferidos

f) Agente oxidante

g) Agente reductor

2. Defina la oxidación en términos de lo siguiente:

a) Átomos de oxígeno ganados o perdidos

b) Átomos de hidrógeno ganados o perdidos

c) Electrones ganados o perdidos

d) Cambio en el número de oxidación

3. Defina la reducción en términos de lo siguiente:

a) Átomos de oxígeno ganados o perdidos

b) Átomos de hidrógeno ganados o perdidos

c) Electrones ganados o perdidos

d) 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

http://www.guatequimica.com/AjustadorReacciones/AjustadorEcuaciones.html


51

c) Br2 2Br –

d) C2H4O C2H4O2

e) Cl2 2Cl –

f) O2 + 4e -22O

g) WO3 W

h) 2Br - Br2 + 2e -

i) CO CO2

j) Cr+3 + 3e -Cr

k) Ni Ni+2 + 2e -

5. 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:.

4 6 6 6 12 6ácido glucosatartárico

C H O C H O

¿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 números de oxidación debe ser igual a cero, el azufre vale +6.

2(+1) +4(-2) + x = 0

-6 – x = 0

x = +6


52

8

2

01 22

4H S O

6 821

0

2 4

6 2

H S O

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 números 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.

3 4 2

026 6

21

( )Ca PO

6 102 5

1 02

3

6

4 2( )Ca PO

3. ¿Cuál es el número de oxidación del cromo en él -2

2 7Cr O ?

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

24

2

1

7

2

Cr O

2 7

1412 26 2

Cr O


53

7. Indique el número de oxidación del:

a) B en el B2O3

b) C en el -2

2 4C O

c) S en el S8

d) Cl en el 4ClO

e) S en el K2S

f) Mn en el 4

MnO

g) P en el K2H2P2O7

8. ¿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

9. Escriba el estado de oxidación para cada elemento en las siguientes

reacciones:

a) Na2S2O3+ KIO3+ HCl →Na2SO4+ K2SO4+ ICl + H2O

b) K2SeO3 + KI + HCl →KCl + Se + I2 + H2O

c) Na2TeO4 + HCl →H2TeO3 + NaCl + Cl2+ H2O

d) V2O2 + KMnO4 + H2SO4 →V2O5 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

e) 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) 2 32 3 2Fe Cl FeCl

b) 3 2 3 2( ) ( )Mg Cu NO Cu Mg NO

c) 22 2PbO C Pb CO

d) 2 22 2Cl NaBr Br NaCl


54

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) ¿Qué sustancia se oxida?

b) ¿Cuál es el agente oxidante?

Ejemplo 1 para ajustar una reacción redox por el método de la variación

en el estado de oxidación:

2 2 2H O H O

Lo primero es escribir los estados de oxidación. +1 -2 0 0

2 2 2H O H +O


55

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

-2 0

2

+1 -2 0 0

2 2 2oxidación

O O

H O H + O

Determine quién es el agente reductor

+1 0

2 2

+1 -2 0 0

2 2 2Agente reducciónreductor

H H

H O H +O

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

+1 0

2 2

+1 -2 0 0

2 2 2Agente reducciónreductor

H H

H O H +O

Determine quién es el agente oxidante

+1 0

2 2

+1 -2 0 0

2 2 2Agente reducciónreductor y

H Hoxidante

H O H +O

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

- - - -

+1 -2 0 0

2 2 2Agente reducción oxidaciónreductor y 1e x 2H=2e 2e x 2O=4eoxidante

H O H + O

Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes.

- - - -

+1 -2 0 0

2 2 2Agente reducción oxidaciónreductor y 1e x 2H=2e 2e x 2O=4eoxidante

H O 4H + 2O

Ajuste por tanteo el resto de sustancias.

- - - -

+1 -2 0 0

2 2 2Agente reducción oxidaciónreductor y 1e x2H=2e 2e x2O=4eoxidante

4H O 4H + 2O Electrones transferidos 8e

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

+1 -2 0 0

2 2 2Agente reducción oxidaciónreductor yoxidante

2H O 2H + O Electrones transferidos 8e / 2 = 4e



2 3Al + S Al S


56

Lo primero es escribir los estados de oxidación. 0 0 3 2

2 3Al + S Al S


0 3

0 0 3 2

2 3oxidación

Al 2Al

Al + S Al S

Determine quién es el agente reductor 0 0 3 2

2 3AgenteReductor

Al + S Al S


0 2

0 0 3 2

2 3reducción

S 3 S

Al + S Al S

Determine quién es el agente oxidante 0 0 3 2

2 3AgenteOxidante

Al + S Al S


0 0 3 2

2 33e 2Al + S Al S

e

Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes. 0 0 3 2

2 33e 2

2Al + 3S Al S e


0 0 3 2

2 33e 2

2Al + 3S Al S Electrones transferidos 6ee



2 3Mg + B O MgO+B

Lo primero es escribir los estados de oxidación. 0 3 2 2 2 0

2 3Mg + B O MgO + B


0 2

0 3 2 2 2 0

2 3

oxidación

Mg Mg

Mg + B O Mg O + B

Determine quién es el agente reductor


57

0 3 2 2 2 0

2 3

Agentereductor

Mg + B O Mg O + B


+3 0

0 3 2 2 2 0

2 3reducción

2 B B

Mg + B O Mg O + B

Determine quién es el agente oxidante 0 3 2 2 2 0

2 3Agenteoxidante

Mg + B O Mg O + B


0 3 2 2 2 0

2 33 2 62

Mg + B O Mg O + Be x B ee

Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes. 0 3 2 2 2 0

2 33 2 62

6Mg + 2B O Mg O + Be x B ee


0 3 2 2 2 0

2 33 2 62

6Mg + 2B O 6Mg O + 4B Electrones transferidos 12e e x B ee

Simplifique dividiendo entre 2

0 3 2 2 2 0

2 33Mg + B O 3Mg O + 2B Electrones transferidos 6e



3 3 2 2 2( )Cu HNO Cu NO NO H O

Lo primero es escribir los estados de oxidación. 0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

3 3 2 2 2Cu +H NO Cu ( NO ) + NO +H O

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

0+2

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

3 3 2 2 2oxidación

Cu Cu

Cu + H NO Cu ( NO ) + NO + H O

Ahora, determine quién es el agente reductor. 0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

3 3 2 2 2Agente oxidaciónreductor

Cu + H N O Cu ( N O ) + N O + H O


58

Ahora, determine quién se reduce, observando quién disminuye su estado de oxidación.

+5 +4

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +4 -2 +1 -2

3 3 2 2 2Agente reducciónoxidaciónreductor

N N

Cu + H NO Cu ( NO ) + NO + H O

Ahora, determine quién es el agente oxidante.

--

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +1 -2

3 3 2 2 2Agente reducciónAgente oxidaciónreductor oxidante 1e2e

Cu + H N O Cu ( N O ) + NO + H O

Cruce estos dos valores. Estos los primeros dos coeficientes.

--

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +1 -2


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


--

0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +1 -2


2Cu + 4H N O Cu ( N O ) + 2NO + 2H O Electrones transferidos 4e

Ajuste las siguientes reacciones e indique que elemento se oxida, se reduce,

agente oxidante, agente reductor y el número de electrones transferidos:

14. 2 4 2 3 2 2K SeO HBr K SeO Br H O

a) Estados de oxidación:

b) Elemento que se oxida:

c) Elemento que se reduce:

d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:

f) Electrones transferidos:

15. 4 2 2 2KMnO HCl MnCl Cl KCl H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


16. 2 2 2 4 2 4 2( )H O K Cr OH K CrO H O




59


d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


17. 3 3 3 3 4 2H SbO KIO HCl H SbO KCl ICl H O

g) Estados de oxidación:

h) Elemento que se oxida:

i) Elemento que se reduce:

j) Agente oxidante:

k) Agente reductor:

l) Electrones transferidos:

18. 4 4 2 4 2 4 3 4 2 4 2( )FeSO KMnO H SO Fe SO MnSO K SO H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


19. 2 3 2 2 2 5Sb O I H O Sb O HI




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


20. 2 4 4 2 2 Cu H SO CuSO SO H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


21. 3 3 2Au HNO HCl AuCl H O NO




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:



60

22. 2 4 2 2 2 4 2KI H SO H S I K SO H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


23. 2 3 3 2 3 4( )Ba BrO H CeO BaBr H CeO




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


24. 2 2 7 4 2 4 2 4 3 2 4 3 4 2( ) ( )K Cr O FeSO H SO Cr SO Fe SO KHSO H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


25. 3 4 2KCNS Al HCl KCl AlCl NH Cl C H S




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


26. 3 2 2NiS HCl HNO NiCl NO S H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


27. 2 2 4 2 2( )Cu OH N H Cu N H O





61

d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


28. 3 2 3 3 2 4 2 2 KIO H SO KHSO H SO I H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


29. 2 5 3 3 4 2 4 2 2As S HNO H AsO H SO NO H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


30. 3 2 2FeCl KI KCl FeCl I




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:


31. 2 4 3 2 2K CrO KI HCl CrCl KCl I H O




d) Agente oxidante:

e) Agente reductor:



62

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:

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.


63

RESPUESTAS

14. 2 4 2 3 2 22K SeO HBr K SeO Br H O

a) Estados de oxidación: 1 6 2 1 1 1 4 2 0 1 2

2 2 2 24 3K SeO H Br K SeO Br H O

b) Elemento que se oxida: Br

c) Elemento que se reduce: Se

d) Agente oxidante: 2 4K SeO

e) Agente reductor: HBr

f) Electrones transferidos: 2e-

15. 4 2 2 22 16 2 5 2 8KMnO HCl MnCl Cl KCl H O

a) Estados de oxidación: 1 7 2 1 1 2 1 0 1 1 1 2

24 2 2K MnO H Cl MnCl Cl K Cl H 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. 2 2 2 4 2 4 22 ( ) 4H O K Cr OH K CrO H O

17. 3 3 3 3 4 2H SbO KIO HCl H SbO KCl ICl H O

18. 4 4 2 4 2 4 3 4 2 4 2( )FeSO KMnO H SO Fe SO MnSO K SO H O

19. 2 3 2 2 2 52 2 4Sb O I H O Sb O HI

20. 2 4 4 2 2 2 2Cu H SO CuSO SO H O

21. 3 3 23 2Au HNO HCl AuCl H O NO

e) Agente reductor: Au

22. 2 4 2 2 2 4 28 5 4 4 4KI H SO H S I K SO H O

d) Agente oxidante: H2SO4


64

23. 2 2 3 2 3 4( )Ba BrO H CeO BaBr H CeO

b) Elemento que se oxida: Ce

24. 2 2 7 4 2 4 2 4 3 2 4 3 4 2( ) ( )K Cr O FeSO H SO Cr SO Fe SO KHSO H O

c) Elemento que se reduce: Cr

25. 3 4 2HCNS Al HCl KCl AlCl NH Cl C H S

e) Agente reductor: Al

26. 3 2 2NiS HCl HNO NiCl NO S H O

a) 2 2 1 1 1 5 2 2 1 2 2 0 1 2

23 2Ni S H Cl H N O NiCl N O S H O

27. 2 2 4 2 2( )Cu OH N H Cu N H O

b) Elemento que se oxida: N

28. 3 2 3 3 2 4 2 2 KIO H SO KHSO H SO I H O

c) Elemento que se reduce: I

29. 2 5 3 3 4 2 4 2 2As S HNO H AsO H SO NO H O

d) Agente oxidante: HNO3

30. 3 2 2FeCl KI KCl FeCl I

e) Estados de oxidación: 3 1 1 1 1 1 2 1 0

23 2FeCl K I K Cl FeCl I

31. 2 4 3 2 2K CrO KI HCl CrCl KCl I H O

e) Agente reductor: KI


65



UNIDAD DIDACTICA DE QUIMICA, PRIMER AÑO


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?


a) MOL:

b) MASA MOLAR:


66

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 elementox 100 Peso fórmula del compuesto

Compuest

o Calculo del Porcentaje de composición

% de

composición

a) NaCl

%Na

%Cl

b) H2CO3

%H

%C

%O

c) Ba(OH)2

%Ba

%O

%H

d) Mg3(PO4)2

%Mg

%P

%O


67

e) C7H5NO3S

Sacarina

%C

%H

%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

compuesto

Calcule los moles Calcule los milimoles

a) 40g H2O

b) 132g CO2

c) 25g H2SO4


68

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, Al2(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) ________________ c) ________________

d) ________________ e) ________________


69

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. X mol de sustancia final

X mol de sustancia inicial

Donde X es el coeficiente de la sustancia en la ecuación balanceada

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


texto:


6.46.

a)

b)


70

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

(dato de inicio del problema) (Respuesta)


71

Ejemplo: ¿Cuántos gramos de Hidrógeno se producen a partir de 5 gramos de H3PO4?

Mg + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2

Resolución:

Ecuación balanceada: 3Mg + 2H3PO4Mg3(PO4)2 + 3H2

5 g H3PO4 x

1 mol H3PO4 x

3 moles de H2 x

2 gramos H2 =

1,468.95 gramos H2

97.93 g H3PO4 2 moles de H3PO4 1 mol H2

17. ¿Cuántos gramos de Monóxido de carbono se producen a partir de 8

gramos de carbono?

SiO2 + C SiC + CO


texto:


6.52.

a)

b)

c)

6.58.

a)


72

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?


73

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


74

RESPUESTAS: 2. a) 3.13x1024 átomos b) 1.93x1024 unidades fórmula c) 9.30 moles CH3OH d) 4.78x10-3 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 Cl22 moles AlCl3

6.48. a) 3 moles H2;b) 0.3 mol N2; c) 2.8 mol NH3

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. Pirúvicob) 0.50 g CO2


75





SEMANA 7

AGUA Y SOLUCIONES


SOLUCIONES



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


76

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.


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.


77

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?


78

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


SOLUBILIDAD:

TABLA DE TÉRMINOS

APROXIMADOS DE SOLUBILIDAD

Solubilidad del soluto (g soluto/100 g H2O)

Término aproximados de

solubilidad

Menos de 0.1 Insoluble

0.1 – 1 Ligeramente soluble

1-10 Soluble

Más de 10 Muy soluble


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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.

Datos Ligeramente soluble

Soluble Muy soluble

Insoluble

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

Oxígeno, O2, 4.3x10-3 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 Soluble Insoluble Se descompone

No existe como compuesto iónico

a) 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

SOLUBILIDADDE 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 - __________________


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FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD Y SU VELOCIDAD

SOLUBILIDADDE UN SOLUTO GASEOSOEN UN SOLVENTE LÍQUIDO

Presión: a) Aumento de presión - _________________________

b) Disminución de presión - Disminuye la solubilidad

Temperatura:

a) Aumento de temperatura - Disminuye la solubilidad

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


La DENSIDAD es la relación de la masa de una sustancia con su volumen.

𝑫𝒆𝒏𝒔𝒊𝒅𝒂𝒅 =𝒎𝒂𝒔𝒂𝒅𝒆𝒍𝒂𝒔𝒖𝒔𝒕𝒂𝒏𝒄𝒊𝒂

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏𝒅𝒆𝒍𝒂𝒔𝒖𝒔𝒕𝒂𝒏𝒄𝒊𝒂

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?


81

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:


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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


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DOCUMENTO DE APOYO SEMANA 7 EL AGUA


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: Sólido, líquido,

gaseoso

Densidad: 1g/mL a 4°C

Color:

Incoloro

Olor:

Inodoro

Sabor:

Insípido

Punto de ebullición:

100°C

Punto de congelación:

0°C

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


84

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


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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.


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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.


87

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.


88

• 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-, PO4

3- e iones monoatómicos a lo largo de organismos

superiores. Su habilidad para disolver una variedad amplia de sustancias

también la hace útil en el desecho de desperdicios. Muchos de los mecanismos

de defensa del cuerpo humano contra sustancias tóxicas externas comprenden

la conversión a formas solubles en agua y eliminación por la orina.

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


89

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.


90

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.


91

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.


92

El agua se puede purificar mediante los siguientes procesos:

a. Filtración: no elimina dureza

b. Destilación: elimina impurezas, solubles e insolubles

c. Ablandamiento: utiliza substancias que separan los iones en solución.

d. 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 Ca(OH)2

3 Ca(OH)2 + Al2(SO4)3 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


93

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


94

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.


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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)


96

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:

Volumen de

agua a

desinfectar

Cantidad de

gotas de

cloro 0.5% a

agregar

Cantidad de

gotas de

cloro 1% a

agregar

Cantidad de

gotas de

cloro 5% a

agregar

Cantidad de

gotas de

cloro 10% a

agregar

1 L 4 2 ½ ------------

2 L 8 4 1 ½

1 Galón 15 8 1 ½ 1

5 L 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

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


97





SEMANA 8

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES (Primera parte)




CONCENTRACIÓN:

CLASIFICACIÓN DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

•Concentración: a) Diluido y Concentrado; b) Saturado, Insaturado y Sobresaturado.

•Dimensionales: Sin dimensionales.

UNIDADES RELATIVAS

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

•Concentración: %p/p, %p/v, %v/v, ppm.

•Dimensionales: g/g, g/mL, mL/mL, mg/L

UNIDADES FISICAS

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

•Concentración: Molaridad, Molalidad y Normalidad.

•Dimensionales: mol/L, mol/Kg, eq/L

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


98

CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN EN EXPRESIÓN CUALITATIVA

2. Escriba el nombre de la solución:

DILUIDA, CONCENTRADA, INSATURADA, SATURADA Y

SOBRESATURADA

a) Solución _________________: es aquella en donde la cantidad de soluto

está en una pequeña proporción en un volumen determinado.

b) Solución _________________: es la que tiene una cantidad considerable

de soluto en un volumen determinado.

c) Solución _________________: no tiene la cantidad máxima posible de

soluto a una temperatura dada.

d) Solución _________________: contiene la máxima cantidad de soluto que

puede disolverse a una temperatura dada. 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:

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


99

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 H2O

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?


100

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 soluto

x 100 gramos de solución

Gramos de solución = 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?


101

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 NaHCO3 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

x 100 mL de solución

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?


102

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

x 100 mL de solución

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?


103

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.


104

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


105

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?

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

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


106

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?


107

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


108

TABLA DE COMPOSICIÓN DE SOLUCIONES INTRAVENOSAS

Producto Principio Activo por c/100

mL Presentación Indicaciones

Suero Fisiológico o Solución Salina

Cloruro de Sodio 0.9 g

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

Deshidratación secundaria por perdida de Sodio ó Deshidratación Hipotónica Aumento en el volumen Sanguíneo Vehículo de otros medicamentos

Solución de Dextrosa al 5% (Isotónica)

Glucosa 5 g

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

Nutriente Parenteral Deshidratación moderada Aumento en el volumen sanguíneo

Solución de Dextrosa al 10%

Glucosa 10 g

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

Nutriente parenteral Hipoglucemia

Solución Hartman

Cloruro de Sodio 0.6 g Cloruro de Potasio 0.03 g Cloruro de Calcio 0.02 g Lactato de Sodio 0.31 g

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

Deshidratación grave Acidosis Orgánica e Inorgánica Déficit de los Electrolitos de la fórmula

Solución Hartman con Dextrosa al 5%

Glucosa 5 g Cloruro de Sodio 0.6 g Cloruro de Potasio 0.03 g Cloruro de Calcio 0.02 g Lactato de Sodio 0.31 g

Bolsa de: 1,000 mL

Deshidratación grave Nutriente Parenteral Hipoglucemia

Solución Mixta al 5%

Glucosa 5 g Cloruro de Sodio 0.9 g

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

Nutriente Parenteral Deshidratación Aumento del volumen Sanguíneo

Mezcla No. 1 Glucosa 3.33 g Cloruro de sodio 0.45 g

Bolsa de: 250 mL. 500 mL.

Deshidratación infantil causada por diarrea Mezcla No. 2

Glucosa 2.5 g Cloruro de sodio 0.45 g

Suero Vitaminado 5%

Glucosa 5 g Tiamina Clorhidrato 0.5 mg Nicotinamida 5.0 mg Riboflavina 0.75 mg Piridoxina 0.54 mg

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

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

Suero Vitaminado 10%

Glucosa 10 g Tiamina Clorhidrato 0.5 mg Nicotinamida 5.0 mg Riboflavina 0.75 mg Piridoxina 0.54 mg

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

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: 500 mL. 1,000 mL

Deshidratación grave causada por diarrea


109

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


110




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).


111

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 se pueden preparar a partir de 58 g de NaNO3?

10. ¿Cuál es el volumen final de solución que contiene 35 g de MgCl2 y una concentración 0.23 M ?


112

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.


113

6. ¿Cuántos gramos de ZnCl2 están contenido en 150g de agua para preparar una solución 1.41m?

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 K3PO4 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)


114

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


115

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 H2SO4 en agua hasta obtener 55 ml de solución?


116

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

6. Cuantos gramos de K2SO4contienen 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?


117

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?


118

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?


119

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 corregirse con Na2CO3IV. Se le administran 105 mL de Na2CO3 al 7 % p/v. Calcule los mEq de Na2CO3 que le administraron al paciente.


120

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


121

RESPUESTAS

Molaridad Molalidad Normalidad Dilución Neutralización

Normalidad

y

moralidad

Ejercicios

aplicados a

casos

clínicos

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 0.66 N,

valor normal

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

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



122



8.57 inciso c. página 324




8.97 página 337






Nota : Convertir M a N

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


123





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


124

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


125

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

Ejemplo de

coloide Sustancia dispersa

Medio de dispersión

Tipo de Coloide

1. Niebla liquido 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


126

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:

PRESIÓNOSMÓTICA

PROPIEDAD

COLIGATIVA

¿A MAYOR

NUMERO DE

PARTÍCULAS LA

PRESIÓN

OSMÓTICA ES

MAYOR O MENOR?

¿POR QUÉ?

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


127

Eje

mp

lo

Glucosa

al 5%

Glucosa

al 10%

a) En la osmosis, el agua se desplaza de la solución:

• De 5% a la de 10%. De menor a mayor concentración.

b) En la diálisis, los solutos se desplazan de la solución:

• De 10% a la de 5%. De mayor a menor concentración.

1.

NaHCO3

al 1.4 M

NaHCO3

al 5 M

a) En la __________, el agua se desplaza de la solución:

• De ____ a la de ____. De _______ a

________concentración.

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

De ____ a la de ____. De _______ a


2.

NaCl

al 0.9%

NaCl

al 0.2%


• De ____ a la de ____. De _______ a



De ____ a la de ____. De _______ a ________concentración.

3.

Acetona

al 5%

Acetona

al 2%


• De ____ a la de ____. De _______ a




4.

NH4Cl

al 0.7 M

NH4Cl

al 1.5 M


• De ____ a la de ____. De _______ a





128

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 alos Términos clave del capítulo 8 de su libro de texto,

DISOLUCIÓN

HIPERTONICA

DISOLUCIÓN

ISOTONICA

DISOLUCIÓN

HIPOTONICA

11. Complete los datos de esta tabla

“Tonicidad, Rango de valores de osmolaridad y fenómeno en un eritrocito”


129

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 célulaviva 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


130

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- 3 iones

1. NaCl

2. CaSO4

3. KNO3

4. NaHCO3

5. Al2(SO4)3

6. Mg3(PO4)2

7. Al(OH)3

8. AgCl

9. K3BO3

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 MgCl20.42 M?

• MgCl2 → Mg+2 + 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 CaCl20.24 M e indique su tonicidad: b) Calcula la osmolaridad en unas gotas descongestivas para los ojos con 2.7 mg/ml de

ZnSO4indique su tonicidad:


131

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 AgNO30.035 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 mucosanasal

frente a un aerosol que se vende sin receta médica de NaCl al 0.65% p/v


132

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


133

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


134





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 Sistema en equilibrio en donde los

componentes están en diferentes estados

b. Reacción reversible 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

Reacción que ocurre en ambas direcciones de reactivos a productos y de productos a reactivos

f. Principio de Le

Chatelier Rapidez a la que se consumen los reactivos

para formar producto (s)

g. Catalizador Sistema en equilibrio en donde todos los

componentes están en el mismo estado

h. Constante de

equilibrio

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

i. Energía de activación Cuando se aplica un cambio que perturba un

sistema en equilibrio, el equilibrio se desplaza para disminuir a perturbación.

j. Equilibrio

heterogéneo Energía mínima necesaria en una colisión para

romper los enlaces de las moléculas reactantes


135

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 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

4. Complete la siguiente tabla:

REACCIÓN EN EQUILIBRIO EQUILIBRIO

HOMOGÉNEO/ HETEROGÉNEO

EXPRESIÓN DE LA CONSTANTE DE

EQUILIBRIO

a.

b.


136

REACCIÓN EN EQUILIBRIO EQUILIBRIO

HOMOGÉNEO/ HETEROGÉNEO

EXPRESIÓN DE LA CONSTANTE DE

EQUILIBRIO

c.

d.

e.

f.

g.


137

5. Resuelva los siguientes problemas

a. Para la reacción en equilibrio, y las concentraciones de reactivos y productos,

Indique: (deje constancia de sus cálculos)

Escriba la expresión de la constante de equilibrio y 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,




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

Tiene lugar una reacción (subraye) • ESCASA,

• MODERADA,

• CASI COMPLETA

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

0.25 M 0.043 M 0.20 M 0.20 M

0.75 M 0.35 M 0.80 M 0.20 M


138

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




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:

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. _________________________________

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

0.8M 1.5 M 1 M

0.5 M 0.5 M

Keq= 54.3


139

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:

8. Considere el equilibrio siguiente:

En qué sentido se desplaza el equilibrio al:

DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO

¿Qué ocurre con la concentración

de?

AUMENTA o DISMINUYE

a. Agregar N2O4 [NO2]

b. Extraer NO2 [N2O4]

c. Aumentar la presión [N2O4]

d. Disminuir la temperatura

[NO2]

9. En la reacción:

En qué sentido se desplaza la equilibrio al :



de . . .?

AUMENTA o DISMINUYE

a. Extraer Cl2 [PCl3]

b. Disminuir la temperatura

[Cl2]

c. Agregar PCl3 [PCl5]

d. Extraer PCl5

[PCl3]

e. Disminuir la presión

[Cl2]

REACCIÓN EN EL EQUILIBRIO

DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO AL AUMENTAR PRESIÓN IZQUIERDA / DERECHA

a.

b.

c.

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

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

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

N2O4(g) + calor 2NO2(g)

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


140

10. Considere el equilibrio siguiente:

Hacia donde se desplaza el equilibrio al:



de . . .?

AUMENTA o DISMINUYE

a. Agregar H2 [ H2]

b. Extraer NH3 [ N2]

c. Agregar NH3 [ N2]

d. Aumentar la presión

[ NH3 ]

11. Considere la siguiente reacción en equilibrio:

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

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 (V) / (F)

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

N2F4(g) + calor 2NF2(g)


141

d. Con temperaturas bajas las funciones esenciales se desarrollan muy lentamente

e. La parte reguladora de la temperatura en el cerebro estimula las glándulas sudoríparas para que produzcan transpiración

f. En regiones con temperaturas altas se libera adrenalina lo que causa un incremento de la actividad metabólica que incrementa la producción de calor

13. 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) , ; c) , ; d) ,

9. a) , ; b) , ; c) , ; d) , ; e) ,

10. a) , b) , c) , ; d) ,

11. a) , ; b) , c) , ;


142





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


143

Clasificación de ácidos según diferentes criterios

1.Inorgánicos *

Orgánicos* Los H en negro, son los que se sustituyen o se disocian.

Ej. HNO3 , HCl , H2SO4

Ej. CH3COOH , C6H5COOH

2. Por el número de Hidrógenos sustituibles.

2.1. Monopróticos ( 1 Hidrogeno ) 2.2. Dipróticos * ( 2 Hidrógenos) 2.3. Tripróticos * ( 3 Hidrógenos )

* Se les conoce como polipróticos a los que

poseen 2 o más Hidrógenos sustituibles

Ej:

2.1. HCl , HNO3 , HClO4

2.2. H2SO4 , H2S , H2CO3

2.3. H3PO4 , H3BO3

3. Por la intensidad en que se ionizan:

3.1. Fuertes: se ionizan casi en un 100%

3.2.Débiles: se ionizan en un pequeño %

Ej:

3.1. HCl , HNO3 , H2SO4

3.2. HF , CH3COOH

*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

pequeño %.

Se ioniza 100% Se ioniza en un

pequeño %

Ionización

irreversible

Ionización

reversible

Ionización

irreversible

Ionización

reversible

Ej.

HCl H+ + Cl -

Ej:

HF ⇄ H+ + F-

Ej:

KOH K+ + OH-

Ej:

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

No poseen Ka Si poseen Ka No poseen Kb Si poseen Kb

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

Ka= [ H +] [ F-]

[HF ]

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

Kb= [NH4+] [OH-]

[ NH3 ]

Electrolito fuerte Electrolito débil Electrolito fuerte Electrolito débil


144

*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 Ecuación de Ionización Posee Ka / Kb

No tiene Ka /Kb

Acido/base

Fuerte/Débil

HNO3 HNO3 H+ + NO3- No tiene Ka Acido fuerte

⇄C3H7COO- + H+

KOH K+ + OH-

CH3NH2 + H2O ⇄ CH3NH3+ + OH-

C3H7NH2 Base débil

HCl

ELECTROLITOS

2.Complete el cuadro

Tipo de

soluto

Concepto Se

disocia?

Si/No

Tipo de

partículas

en

solución

Conducen

electricidad?

Ejemplos

Electrolito

fuerte

Electrolito

Débil

No

Electrolito


145

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.

3 Complete el cuadro:

Compuesto Ionización ** Acido / base

Base conjugada */ Acido Conjugado*

H2PO4- H2PO4

- ⇄H+ +HPO4-2 H2PO4

– ( ácido) HPO4

-2 ( base conjugada)

CH3 CH2COOH ( ácido)

C6H5NH2 + H2O ⇄ C6H5NH3+ +OH-

C6H5NH3+

(ácido conjugado)

NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-

H2CO3⇄ 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.


146

IONIZACION DEL AGUA y su producto ionico Kw :

H2O + H2O H3O+ + OH

Agua Agua ion hidronio ion hidroxilo

La reacción anterior puede escribirse : H2O ⇄ H+ + OH-

Para toda solución acuosa y agua pura: La constante del producto iónico del agua: Kw

Kw = [H3O+] [OH-] = 1x10 -14 o bien Kw = [H+][OH-] = 1x10 -14

Fórmulas para calcular pH y pOH

pH = -log [H+] pOH= -log [OH-]

pH + pOH = 14

Fórmulas para calcular [H+] y [OH-]

[H+] = 10 –pH [OH-] = 10 - pOH

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

4. Enel 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+]

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.?

Indique Acido,

Neutro y Básico


147

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 usemos la fórmula pH + pOH = 14

pH = 14 - pOH pH = 14 - 1.22 pH = 12.78 El pH es básico o alcalino

1. Complete el cuadro:

M

pH pOH [H+] [OH-]

El pH es ACIDO /

NEUTRO /

BASICO

a) HCl 2.58 x 10-3

b) NaOH 4.35 x 10 -3

c) HI 3.87

d) HNO3 11.23

e) NaCl ------- 7

f) KOH 0.055

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


148

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.

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.


149

4¿Cuál 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 %

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 )


150

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 “LA

QUIMICA EN LA SALUD”

1. LA QUIMICA EN LA SALUD “ELECTROLITOS EN LOS LIQUIDOS

CORPORALES”:

a. ¿Por qué son importantes los electrolitos en nuestro cuerpo?

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 :


151

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 jugo gástrico

contiene._____________________________________

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?

________________________________________________________________________

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:


152

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.?____________

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):

________________________________________________________________________


153

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

RESPUESTAS:

Cuadro 1.

M

pH pOH [H + ] [OH - ]

El pH es

ACIDO /

NEUTRO /

BASICO

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 1.35 x 10 -4 3.87 10.13 1.35 x 10 -4 7.41 x 10 -11 Ácido

d) HNO3 1.70 x 10 -3 2.77 11.23 1.70 x 10 -3 5.99 x 10-12 Ácido

e) NaCl ------- 7 7 1 x 10 -7 1 x 10 -7 Neutro

f) KOH 0.055 12.74 1.26 1.82 x 10-13 0.055 Básico

2a 9.46, alcalosis 5 [H+] = 1.15 x 10 -3 pH= 2.93

Ka = 7.68 x 10 -6

2b 3.36, acidosis 6 [OH-] = 0.013pH = 12.12 pOH= 1.88

% ionización = 3.94

3 [H+] = 1.02 x 10-3 , 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

pOH= 12.10 % = 5.73

8 [H+] = 5.75 x 10-3 Ka= 5.34 x 10 -4

2a 2.51 x 10 -9 5 [H+] = 5.55 x 10 -3 pH= 2.25

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 10-3 , pH= 2.92 % = 1.5 7 Kb = 1.81 x 10 -5

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

pOH= 12.23 % = 4.25

8 [H+] = 2.29 x 10-3 Ka= 6.56 x 10 -5


154

ANEXO


155


156


157



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 / HCO3-

H2PO4- / HPO4

-2


158

6. Principal buffer sanguíneo: __________________________________________________________

7. Cuál de los componentes de los buffers actúan, con los siguientes

cambios de Ph:

H2CO3 / HCO3-

Acido 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


159

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

a)

[CO2] pH

SÍNTOMAS TRATAMIENTO

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+]

[𝑯+] = 𝑲𝒂 ×[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶]

[𝑺𝑨𝑳 ]

Luego se calcula el pH:


160

𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑯+] BUFFER BÁSICO: encontramos la concentración de iones hidroxilo [OH-]

[𝑶𝑯−] = 𝑲𝒃 ×[𝑩𝑨𝑺𝑬]

[𝑺𝑨𝑳 ]

Luego se calcula el pOH:

𝒑𝑶𝑯 = −𝐥𝐨𝐠 [𝑶𝑯−] Al saber el valor pOH usamos la relación para encontrar pH :

𝒑𝑯 + 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒

Ecuación de Henderson – Hasselbach

Esta ecuación también se utiliza para calcular el pH de un Buffer.

BUFFER ÁCIDO

𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝐥𝐨𝐠[𝑺𝑨𝑳]

[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶]

𝒑𝑲𝒂 = −𝒍𝒐𝒈 𝑲𝒂

BUFFER BÁSICO

𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − (𝒑𝑲𝒃 + 𝒍𝒐𝒈[𝑺𝑨𝑳]

[𝑩𝑨𝑺𝑬])

𝒑𝑲𝒃 = −𝒍𝒐𝒈 𝑲𝒃

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


161

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:

CON LA ECUACIÓN DE HENDERSON- HASSELBACH

15. Un buffer formado por H2CO3 0.5 M Y NaHCO3 0.40M y una Ka=4.2 X 10-7 .

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

ACIDO FUERTE

[𝑯+] = 𝑲𝒂 ×[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶] + [𝑯+]

[𝑺𝑨𝑳] − [𝑯−]

BASE FUERTE

[𝑯+] = 𝑲𝒂 ×[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶] − [𝑶𝑯−]

[𝑺𝑨𝑳] + [𝑶𝑯−]

ÁCIDO FUERTE

𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈[𝑺𝑨𝑳] − [𝑯+]

[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶] + [𝑯+]

ÁCIDO BASE

𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈[𝑺𝑨𝑳] + [𝑶𝑯−]

[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶] − [𝑶𝑯−]


162

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:

CON LA ECUACION DE HENDERSON- HASSELBACH

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 (CH3CH2NH2)

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

ÁCIDO FUERTE

[𝑶𝑯−] = 𝑲𝒃 ×[𝑩𝑨𝑺𝑬] − [𝑯+]

[𝑺𝑨𝑳] + [𝑯+]

BASE FUERTE

[𝑶𝑯−] = 𝑲𝒃 ×[𝑩𝑨𝑺𝑬] + [𝑶𝑯−]

[𝑺𝑨𝑳] − [𝑶𝑯−]

ACIDO FUERTE

𝑝𝐻 = 14 − (𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔[𝑠𝑎𝑙] + [𝐻+]

[𝑏𝑎𝑠𝑒] − [𝐻+]

BASE FUERTE

𝑝𝐻 = 14 − (𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔[𝑠𝑎𝑙] + [𝐻+]

[𝑏𝑎𝑠𝑒] − [𝐻+]


163

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? ________.


164

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

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