MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO QUÍMICA 2019 · 15. Metal alcalino ( ) Hilera horizontal de elementos...

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UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA MEDICO Y CIRUJANO- CUSAM UNIDAD DIDACATICA DE QUÍMICA, PRIMER AÑO

MANUAL DE GUÍAS DE ESTUDIO

QUÍMICA 2019

SEMANAS 1 A 13

Nombre:_____________________________________________________

Número de Carné ___________________________________________

Docente: ________________________Día y hora de Clase: ____________

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I N T R O D U C C I Ó N

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

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

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

manual 13 Guías de Estudio identificadas con el número de Semana al cuál corresponden.

Es nuestra mejor intención acompañarlos y facilitarles las herramientas necesarias para

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

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

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

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

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I N D I C E

Página

Semana No. 1 Estructura atómica y tabla periódica 4

Semana No. 2 Uniones y enlaces químicos 21

Semana No. 3 Estructura de Lewis y Fuerzas intermoleculares 33

Semana No. 4 Reacción y ecuación química 40

Semana No. 5 Reacciones de oxido-reducción (Redox) 47

Semana No. 6 Estequiometria 53

Semana No. 7 Agua y soluciones 61

Semana No. 8 Concentración de soluciones (Primera parte) 80

Semana No. 9 Concentración de soluciones (Segunda parte) 92

Semana No. 10 Coloides y suspensiones 101

Semana No. 11 Velocidad de reacción y equilibrio químico 108

Semana No. 12 Ácidos, bases y electrolitos 113

Semana No. 13 Amortiguadores o Buffer 123

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GUÍA DE ESTUDIO 2019

SEMANA 1

ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA

Elaborado por: Licda. Edda Sofía Tobías de Rodríguez

I. Estructura Atómica y Tabla Periódica

Relacione los términos que se encuentran a la izquierda con la descripción del lado derecho,

colocando el número que corresponde en el paréntesis.

1. Subniveles de energía ( ) Partícula más pequeña de un elemento que conserva las características del mismo.

2. Protón ( ) Región alrededor del núcleo donde es más probable encontrar los electrones de cierta energía.

3. No metales ( ) Elemento del grupo VIIA (17) que contiene 7 electrones en su nivel de energía mas externo.

4. Isótopo ( ) Elemento del grupo VIIIA (18) de la tabla periódica, generalmente no reactivo.

5. Grupo o Familia ( ) Centro de un átomo, extremadamente denso y compacto, que contiene los protones y neutrones.

6. Núcleo atómico ( ) Partícula subatómica con carga positiva que tiene una masa de 1 uma y se encuentra en el núcleo del átomo.

7. Átomo ( ) Elemento del grupo IA.

8. Período ( ) Elementos que se ubican a la derecha de la línea gruesa en zigzag de la tabla periódica.

9. Oxígeno ( ) Grupo de orbitales de igual energía dentro de los niveles de energía principales.

10. Electrón ( ) Átomo que difiere solo en número de masa de otro átomo del mismo elemento.

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

12. Halógeno ( ) Partícula subatómica neutra que tiene una masa de 1 uma y se encuentra en el núcleo del átomo.

13. Neutrón ( ) Partícula subatómica que tiene una masa diminuta que generalmente se ignora en los cálculos de masa.

14. Gas noble ( ) Elemento diatómico del grupo VIA.

15. Metal alcalino ( ) Hilera horizontal de elementos en la tabla periódica.

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II. Tabla Periódica

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

a. Coloree de verde los METALES, amarillo los METALOIDES y rosado los NO METALES.

b. Escriba los símbolos de los elementos DIATOMICOS en el lugar que les corresponde.

c. Coloque el número que le corresponde a cada grupo.

d. Escriba el símbolo de los siguientes elementos en el lugar que les corresponde:

Hidrógeno, Potasio, Francio, Cromo, Zinc, Carbono, Azufre , Kriptón, Antimonio, Oro.

e. Coloque en el lugar correspondiente los símbolos de los Halógenos.

f. En el lugar que corresponde coloque los los símbolos de los elementos alcalinos.

2. ¿Qué nombre reciben los siguientes grupos de la tabla periódica?

a) IA: ______________________________________

b) IIA: ______________________________________

c) VIIA: _____________________________________

d) VIIIA:_____________________________________

3. Indique a qué grupo de la tabla periódica pertenecen los siguientes elementos:

( Representativo, transición ó transición interna)

Elemento Símbolo Representativo/ Transición/

Transición interna.

a. Calcio

b. Hierro

c. Fósforo

d. Cerio

e. Platino

f. Nitrógeno

g. Lantano

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III. Número Atómico y Número de Masa

1. Complete lo siguiente:

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 __________________ .

c. El número de masa de un elemento es igual a la suma de:

________________________ + _____________________


a. Símbolo del

elemento

Número

atómico

Número

de masa

Número de

neutrones

Número de

protones

Número de

electrones

a. 63 29

b. 13 12

c. Pb 207

d. C 14

e. 7 3

IV. Isotopos

Notación Isotópica:

Los isótopos se pueden representar de las siguientes formas:


NOTACION ISOTOPICA PROTONES NEUTRONES ELECTRONES

a.

13

12

b. 𝐶𝑢2965

c.

33

27

d. 𝑃𝑏82204

e. 𝐶𝑙1737

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V. IONES

1. Escriba la definición de IÓN

2. Cuando los átomos ganan electrones adquieren una carga______ y

+ ò -

reciben el nombre _________________.

3. Cuando los átomos pierden electrones adquieren una carga______ y

+ ò -

reciben el nombre _________________.

4. Complete el siguiente cuadro:

Ion Numero de

protones

Número de

electrones

¿Cuántos

electrones

gano o perdió?

Catión /

Anión

nombre del

catión o

anión

a. K+

b. S-2 18 e-

c. 29 p+ 2 e- perdidos

d. 56 p+ 57 e-

e.

Fe+3

f. 46e- 4 e- perdidos

g.

Br -1

h. 8 e- 2 e- ganados

5. 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

8

COMPUESTO METAL

NOMBRE DEL ION

POLIATOMICO PRESENTE EN

EL COMPUESTO

FORMULA

DE ION

POLIATOMICO

e. K2Cr2O7

f. NaClO3

g. NaOH

VI. CONFIGURACION ELECTRONICA

1. 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 NÚMERO MAXIMO DE

ELECTRONES

s

p

d

f

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

utilizando la “Regla de la diagonal”

No. ATOMO

ó ION CONFIGURACIÓN ELECTRONICA SEMIDESARROLLADA CONFIGURACIÓN

ELECTRONICA ABREVIADA

Ej: Mg 1s22s22p63s2 [Ne]3s2

a. Al

b. K

c. K+

d. F

e. F -

9

No. ATOMO

ó ION CONFIGURACIÓN ELECTRONICA SEMIDESARROLLADA

CONFIGURACIÓN

ELECTRONICA ABREVIADA

f. Ca

g. Mg+2

h. Sr

i. Se-2

j. O

VII. Diagrama de Bohr

El diagrama de Bohr del átomo de un elemento representa números específicos de electrones

en niveles de energía definidos. Ejemplos:

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

No. ATOMO DIAGRAMA DE BOHR ION DIAGRAMA DE BOHR

Eje

mp

lo

K

K+

CONFIGURACION ELECTRONICA

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

CONFIGURACION ELECTRONICA

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

DIAGRAMAS DE BOHR DEL MAGNESIO

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a

. Al

Al+3

CONFIGURACION ELECTRONICA: CONFIGURACION ELECTRONICA:

b

. Ca

Ca+2


c

. Cl

Cl-


d S

S-2

CONFIGUACION ELECTRONICA: CONFIGURACION ELECTRONCA:

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e N

N-3

CONFIGURACION ELECTRONICA CONFIGURACION

ELECTRONICA

f. Sr

Sr +2

CONFIGUACION ELECTRONICA: CONFIGURACION

ELECTRONICA:

VIII. Diagrama de Orbitales

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

No. Elemento Diagrama de Orbital

Ejemplo Si

1. C 1s 2s 2p

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

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

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

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IX. Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente

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

a. ¿Cómo puede introducirse el mercurio al cuerpo humano?

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

c. ¿Qué muestras se utilizan para determinar el mercurio en el cuerpo humano?

d. En el agua dulce y salada las bacterias convierten el mercurio en_____________ y

éste ataca____________________________________.

e. Una persona está expuesta al mercurio cuando come ________________________.

f. ¿Qué se debe hacer con algunas baterías y bombillas CFL que contienen mercurio?

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

siguiente.

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

humano?

b. El 96% de la masa corporal lo constituyen los elementos:________________ que se

encuentran en los períodos____________ de la tabla periódica; los cuales se

encuentran en: carbohidratos,___________ y _________________.

c. Los macrominerales son: ___, ___, ____,___,____,____ y ____ elementos

representativos que se encuentran ubicados en ____________________de la tabla

periódica.

d. Los macrominerales intervienen

en:_________________________________________.

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

se encuentran ubicados en _______________________de la tabla periódica.

f. Algunos de los microminerales como el arsénicos, cromo y selenio

son___________________________ pero si se necesitan__________________.

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

Elemento

Clasificación

de elementos:

-Macromineral

-Micromineral

-Principal

Función principal en el Organismo

g. N Principal Componente de proteínas y ácidos nucléicos.

h. P

i. Cu

j. K

k. Co

l. C

m. Ca

n. I

o. Mn

p. S

1. Elabore un mapa conceptual de los temas de la semana.

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NOMENCLATURA

ESTUDIO EN CASA: Revise y estudie por su cuenta el siguiente Documento y realice los

ejercicios que se encuentran al final.

DOCUMENTO DE APOYO

“CONOCIMIENTOS BASICOS SOBRE NOMENCLATURA Unidad Didáctica de Química, Facultad de Ciencias Médicas, USAC, 2019

Cada ciencia tiene su terminología propia y la nomenclatura es parte del lenguaje de la química.

Se entiende por nomenclatura a una serie de normas ó recomendaciones que se propone

utilizar para dar el nombre de un compuesto químico. Existen varios sistemas de nomenclatura

para nombrar un mismo compuesto y las reglas varían en cada uno.

En muchos casos el conocer un nombre ó reconocer una fórmula, nos ayuda a comprender las

propiedades y el riesgo en la utilización de un compuesto. Por ejemplo: H2SO4, ácido sulfúrico.

Este compuesto va a corroer metales, acidificar el agua o causar quemaduras ó lesiones si se

derrama en la piel.

El propósito de éste documento, es unificar algunos criterios para nombrar los compuestos

químicos más utilizados en las prácticas de laboratorio de química que se realizaran durante el

año. Se hará énfasis primordialmente en estos compuestos, pues se desea que al ser utilizados

en las prácticas, puedan relacionar los nombres con las fórmulas y viceversa.

Se recomienda leer éste tema en la sección 5.3 Nomenclatura y escritura de fórmulas iónicas y

sección 5.6 Nomenclatura y escritura de fórmulas covalentes del libro de texto, TIMBERLAKE,

K., “QUIMICA GENERAL, ORGANICA Y BIOLOGICA. ESTRUCTURAS DE LA VIDA” 4ª ed.,

2013

SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS

Estos representan a los elementos. Generalmente las letras coinciden con el nombre del

elemento, por ejemplo: N: nitrógeno; Al: aluminio.

En algunos casos no coinciden los símbolos con los nombres, pues se utilizan los nombres en

latín, por ejemplo: Na: Natrium = Sodio; S: Sulfur = azufre.

Los símbolos de los elementos se representan por una letra mayúscula ó bien la primera

mayúscula y las otras minúsculas Ej: H: Hidrógeno; He: Helio; Unp: unilcuadio.

FÓRMULAS QUÍMICAS

Son formas simbólicas que representan la combinación de los diferentes elementos en un

compuesto. Se utilizan los símbolos de los elementos que lo forman y subíndices al pie del

símbolo, que indican cuantos átomos hay de un mismo elemento en el compuesto. Por ejemplo:

C6H12O6 = glucosa, H2SO4: ácido sulfúrico

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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. 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

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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 Elementos con el Oxígeno

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

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÉTRICO SISTEMA STOCK

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

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

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

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

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

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

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

sistema Clásico

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

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

CO2 Anhídrido carbónico Dióxido de carbono Oxido de carbono

(IV)

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

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

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

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO

H2O2 Peróxido de

hidrógeno

Na2O2 Peróxido de sodio

BaO2 Peróxido de bario

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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

HCl Acido clorhídrico Cloruro de hidrógeno

HBr Acido bromhídrico Bromuro de hidrógeno

H2S Acido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno

Algunos hidruros de los no metales reciben nombres especiales

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMETRICO

NH3 Amoníaco Azano

PH3 Fosfina Fosfano

H2O Agua Oxidano

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

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

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

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

positivo mientras que el hidrógeno siempre utiliza como número de oxidación el -1.

Ejemplo: SISTEMA CLASICO SISTEMA

ESTEQUIOMETRICO SISTEMA STOCK

NaH Hidruro de sodio Monohidruro de

sodio Hidruro de sodio (I)

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

AlH3 Hidruro de

aluminio

Trihidruro de

aluminio

Hidruro de aluminio

(III)

PbH4 Hidruro 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.

Ejemplo: SISTEMA CLÁSICO SISTEMA ESTEQUIOMÈTRICO SISTEMA STOCK

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

AuCl3 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”

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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 el nombre del no metal contraído y terminado en “ico”, o bien en “oso” (Los más usados en las prácticas terminan en “ico”). También pueden usarse los prefijos “hipo” y “per”, de acuerdo a la tabla mencionada anteriormente.

Ejemplo SISTEMA CLÁSICO

HNO3 Acido nítrico

H2SO4 Acido sulfúrico

H2CO3 Acido carbónico

H3BO3 Ácido bórico

HClO4 Acido perclórico

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

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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.

*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)

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Elabore los siguientes ejercicios:

1. Nombre los siguientes compuestos:

COMPUESTO SISTEMA

CLASICO ESTEQUIOMETICO STOCK

a. PCl3

b. CuO

c. NaClO

d. Na2O2

e. H2S

f. Mn2S7

g. Ca(BrO3)2

h. Li2SO3

i. KNaCO3

j. BaNaPO4

k. MgH2

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

NOMBRE FORMULA

a. Óxido de hierro (II)

b. Peróxido de Potasio

c. Cloruro de níquel (II)

d. Acido hipobromoso

e. Bicarbonato de sodio

f. Sulfato de cobre (I)

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

h. Óxido de Cobre (I)

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

Página 170/

No. Ejercicio

Respuesta Página 174/

No. Ejercicio

Respuesta

5.15 a. 5.28 a.

c. d.

5.16 c. 5.29 b.

d. c

5.20 b. 5.33 d.

c. e.

5.24 a. 5.34 d.

c. e.

5.25 c. 5.36 a.

f. d.

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SEMANA 2

UNIONES Y ENLACES QUÍMICOS

Elaborado por: Pedro Guillermo Jayes Reyes Para responder lo siguiente sobre la electronegatividad y sus aplicaciones, utilice el libro y la tabla periódica recomendados.

1.La electronegatividad es la capacidad de un átomo para:

a.-Atraer los protones en un enlace

b.-Atraer los neutrones en un enlace

c.-Repeler los electrones de un enlace

d.-Atraer los electrones en un enlace

e.- Repeler los protones en un enlace

2. De la electronegatividad y sus aplicaciones responda:

2.1 ¿El elemento con mayor capacidad para atraer los electrones en un enlace es el

más o el menos electronegativo?

___________________________________________________________________

_____________________________________________________

2.2 En el monóxido de carbono (CO), ¿el carbono tiene menor capacidad que el

oxígeno para atraer los electrones del enlace? Si/No_____ ¿Porqué?

___________________________________________________________

2.3 ¿En un período, los elementos con mayor número atómico poseen mayor

electronegatividad? Si/No_______. ¿Por lo tanto en un período la

electronegatividad aumenta de Izquierda a Derecha o de Derecha a Izquierda?

____________________________________________________________

2.4 Revise los radios atómicos en los grupos 1y 2 (IA y IIA). ¿A mayor radio atómico

(Mayor/Menor) electronegatividad? _________. ¿Por lo tanto la electronegatividad

en un grupo Aumenta de Arriba hacia abajo o de Abajo hacia

arriba?_________________________________________________

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3. Complete el siguiente cuadro.

Nombre

Valor de

electronegatividad

Metal*

/No

metal

Representativo/

Transición Grupo Período

Electrones

de valencia

Ej. Litio 0.98 Metal Representativo 1 2 1

Cloro

Calcio

Cromo

Arsénico

Zinc

Carbono

Oxígeno

Nitrógeno

Flúor

* Puede apoyarse en el código de colores presente en la tabla periódica, o en otras fuentes.

4. Observe la tabla periódica y ordene de mayor a menor electronegatividad los

siguientes grupos de elementos: a) Metales de transición b) Halógenos

c) Alcalinotérreos d) No metales del grupo 16 (VI) e) Alcalinos

____________ > ____________ > ____________ > ___________> _________

Para resolver los siguientes ejercicios, use la siguiente información:

I-Para determinar el tipo de enlace presente(covalente polar, no polar / iónico) debe:

a- Restar el valor de la electronegatividad mayor de la menor (no importando el

orden en que aparecen los elementos en la fórmula).

b- En caso de que el elemento aparezca dos o más veces no debe multiplicar el

valor de la electronegatividad por dicho número.

c- Siga el siguiente criterio para clasificar los enlaces en base a diferencia de

electronegatividad:

23

Rango de diferencia de electronegatividad

Tipo de enlace Características del 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 simple, doble, triple,

coordinado 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

electrones.

Cada átomo

pone 2

electrones.

En estructuras

de Lewis se

muestran con 4

puntos entre los

átomos o dos

líneas.

Se comparten 3

parejas de

electrones.

Cada átomo pone

3 electrones.

En estructuras de

Lewis se ven entre

los átomos 6

puntos o tres

líneas

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)

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

24

Ejemplo

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

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

enlace 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.

En el SiH4 hay 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 un enlace

covalente polar / no polar.

Explique por qué.

Silicio: _______

Hidrogeno:_____

Diferencia:_____

25

III- Compuestos iónicos (recuerde diferencia igual o mayor a 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 - .

5. 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

26

6. 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 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 electrones).

ELEMENTO /

Configuración electrónica

No. de

electrones

que debe

perder

SIMBOLOGÍA DEL

CATIÓN FORMADO

Configuración

electrónica

SÍMBOLO y

CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA DEL

GAS NOBLE

poseen 8 e- en el último

nivel

Ej. Ca

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

Ca+2

1s2 2s2 2p63s2 3p6

8 e- logro octeto.

Ar ( Argón)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Al

K

Sr

Ca

Ba

27

Complete la siguiente tabla

ELEMENTO /

Configuración

electrónica

No. de

electrone

s que

debe

ganar

SIMBOLOGÍA

DEL ANION

FORMADO/

configuración

electrónica

SÍMBOLO y

CONFIGURACIÓNELECTRÓNICA

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

7.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

Solubilidad en solventes no

polares

Alta/baja

28

Conductividad eléctrica

cuando están disueltos en

agua

Conducen / no conducen

Formados por iones o

moléculas

8.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.

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

9.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

29

10.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

11. Respecto a los iones presentes en el cuerpo, usando la tabla 5.3 y 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.

30

A continuación se presentan algunas 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 que

se completan los octetos. El

enlace covalente coordinado

o dativo entre S y O, ¿es polar

o no polar?________

Explique

31

12.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 observa cómo se forman los enlaces iónicos y se

generan los iones respectivos:

Cationes (en éstos casos metales que pierden electrones) y

Aniones (en éstos casos no metales que ganan electrones).

Con los metales, al perder electrones no se observan los octetos, pero sí se alcanza el

octeto, estos quedan en el nivel anterior.

En las estructuras de Lewis, solo se muestran los electrones de valencia (los que están

en el último nivel).

32

13. Escriba la estructura de Lewis de:

KCl CaO

14.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).

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

33



SEMANA 3

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Elaborado por: Lic. Pedro Guillermo Jayes Reyes.

En la estructura del bicarbonato de sodio, basándose en los contenidos de la semana

anterior,responda:

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

Si /No_______.

Explique:

2. El catión Na+ presente en el NaHCO3, Si cumple octeto pero No se observa.

Explique por qué:

Covalentes simples

NaHCO3: Enlaces presentes y sus nombres.

Ejemplo para resolver los ejercicios.

Para fines didácticos se usan asteriscos,

triángulos, círculos para indicar los

electrones de valencia de cada átomo.

34

3. En la estructura de Lewis del ácido perclórico (HClO4).

Señale e identifique los enlaces presentes.

Por fines didácticos se muestran los electrones de valencia del cloro (Cl) con puntos y los

del Oxígeno (O) con equis. Con una línea verde rodee el octeto del cloro y los de los

oxígenos con una línea roja.

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 calcular los electrones de valencia, se multiplica el número de electrones de valencia que

posee cada átomo presente en el 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:

En este caso solo se cuentan los electrones 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):

Electrones de valencia del H2SO4= (2) +(6) +(24) = 32electrones.

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

En el ión nitrato (NO3)-1 al

oxígeno unido por enlace

covalente simple le quedó un

electrón de un enlace

anterior, por eso posee carga

negativa

35

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

presentados.

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 Indicarlos e- de c/ elemento presente.)

Cl2 2x7 = 14 2

HNO3

H3PO4

Na2HPO4

K2SO3

BaBr2

36

6. Elabore las estructuras de Lewis para los siguientes iones poliatómicos, identifique

enlaces.

PO4-3

(ión fosfato)

CO3-2

(ión carbonato)

NH4+

(ión amonio)

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO:

Se produce 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?

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

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

*Importancia Médica del "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.

37

7. Elabore las siguientes estructuras de Lewis de los siguientes compuestos

BCl3

Octeto incompleto

SF6

Octeto expandido

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

¿Cuántos electrones posee el átomo que no cumplió octeto?

¿Cuántos electrones 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 las 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

Ordenadas de mayor a menor intensidad (fuerza):

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

London.

38

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. 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 _______

39

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 del libro de texto de temas

relacionados con los contenidos vistos en clase. (Escoja los números impares y vea

respuestas al final del capítulo).

12. Elabore un mapa conceptual de los temas vistos en clase.

40



SEMANA 4

REACCION Y ECUACIÓN QUIMICA Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido

Lea en el libro de texto el capítulo que corresponda y responda

Defina los siguientes términos: 1. REACCION QUIMICA es

2. CAMBIO QUIMICO es

3. Ejemplos de CAMBIO QUIMICO,

-

-

-

4. Las MANIFESTACIONES o TIPOS DE EVIDENCIA VISIBLE DE UNA REACCION

QUIMICA , de acuerdo al libro de texto, son,

1.

2.

3.

4.

5. ECUACION QUIMICA es

6. Indique de lo señalado en las siguientes ecuaciones químicas, la parte de la ecuación o el

significado de los símbolos.

6.1

A. ______________________ B. ______________________ C.______________________

41

6.2

A.____________________________________

B.____________________________________

C.____________________________________

D.____________________________________

E.____________________________________

F.____________________________________

G.___________________________________

H.___________________________________

6.3

A._________________________________ B.____________________________________

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

ECUACIÓN MANIFESTACION

a)

b)

c)

d)

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

8. Complete el siguiente cuadro con el tipo de reacción química o su representación.

TIPOS DE REACCION REPRESENTACION

1. A + B AB

2. DESCOMPOSICION

3. A + BC AC + B

4. DESPLAZAMIENTO DOBLE

5. CxHy + ZO2 (g) XCO2 + Y/2 H2O (g) + energía

6. Acido + Base Sal + H2O ( AB + CD AD + CB )

42

9. Clasifique las siguientes reacciones químicas, según lo anterior:

REACCIÓN QUÍMICA TIPO DE REACCIÓN

a) MgO (s) + CO (g) MgCO3 (g)

b) 2 Fe (s) + 3 S (s) Fe2S3 (s)

c) Cl2 (g) + 2 KBr (ac) 2 KCl (s) + Br2 (l)

d) AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)

e) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

f) NaOH (ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + 2 H2O (l)

g) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) + ∆

h) 2 Al (s) + 3 Br2 (g) 2 AlBr3 (s)

i) Zn (s) + CuCl2 (ac) Cu (s) + ZnCl2 (ac)

j) BaCl2 (ac) + K2CO3 (ac) BaCO3 (s) + 2 KCl (ac)

10. Clasifique las siguientes reacciones químicas, en EXOTERMICAS Y ENDOTERMICAS:

REACCION QUIMICA

ENDOTERMICA O

EXOTERMICA

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

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

c) Energía + 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

d) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) + ∆

e) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) H= -802.4 kJ/mol

f) NH4NO3 (s) + 26 kJ NH4NO3 (l)

11. Clasifique las siguientes reacciones químicas, en REVERSIBLES E IRREVERSIBLES:

REACCION QUIMICA 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)

43

BALANCEO POR TANTEO

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

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

12. Balancee las siguientes ecuaciones,

a) H2 + Br2 HBr

b) S8 + O2 SO2

c) Mg + N2 Mg3N2

d) Zn + AgCl ZnCl2 + Ag

e) CO + O2 CO2

f) NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O

g) K2SO4 + BaCl2 BaSO4 + KCl

h) Na3PO4 + Pb(NO3)2 NaNO3 + Pb3(PO4)2

i) FeCl3 + NH4NO3 Fe(NO3)3 + NH4Cl

j) SO2 + H2O H2S + O2

13. Balancee y clasifique las siguientes ecuaciones químicas:

Balanceo Tipo de reacción

a) C3H8 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (g) + ∆

b) HCl (ac) + Fe(OH)3 (ac) FeCl3 (ac) + H2O (l)

c) FeCl2 (ac) + Cl2 (l) FeCl3 (ac)

d) Ba(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac) NaNO3(ac) + BaSO4(s)

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

f) (NH4) 2CO3 (ac) + CaCl2 (ac) NH4Cl(ac) + CaCO3(s)

g) HNO3 (ac) + Ba(OH)2 (ac) Ba(NO3)2 (ac) + H2O (l)

h) KClO3 (s) KCl(s) + O2 (g)

44

NUMERO DE OXIDACION

14. ¿Qué es número de oxidación?

Algunas reglas para la Asignación de números de oxidación:

ELEMENTO: Un átomo en el estado elemental tiene un número de oxidación cero (0).

Ejemplo: Cobre, Cu tiene un número de oxidación igual a

ION MONOATÓMICO: El número de oxidación es igual a su carga iónica.

Ejemplo: Ion aluminio, Al+3 tiene un número de oxidación igual a

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

ELEMENTOS Número de

oxidación

IONES

MONOATOMICOS

Número de

oxidación

a) Pb h) Pb+2

b) Cl i) Cl-

c) Ba j) Cu+1

d) Cu k) O-2

e) Al l) Mg+3

f) Ca m) Ba+2

g) S n) S-2

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

Ejemplo: Dióxido de carbono, CO2

a)

b)

c)

d)

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

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

Ejemplo: Fosfato, PO4 -3

a)

b)

c)

d)

Los Números de oxidación son: P: +6 y O: -2

45

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

COMPUESTOS Número de

oxidación

IONES

POLIATOMICOS

Número de

oxidación

a) KCl

K

Cl k) NO3-

N

O

b) NH3

N

H l) SO4-2

S

O

c) MgO

Mg

O m) OH-

O

H

d) H2O2

H

O n) NH4+

N

H

e) Al(NO3)3

Al

N

O o) CO3-2

C

O

f) Ba3(PO4)2

Ba

P

O p) CrO4-2

Cr

O

g) CuSO4

Cu

S

O q) MnO4-

Mn

O

h) CaCO3

Ca

C

O r) Cr2O7-2

Cr

O

i) K2Cr2O7

K

Cr

O s) HCO3-

H

C

O

j) NaHCO3

Na

H

C

O t) HPO4-2

H

P

O

17. EN UNA HOJA ADICIONAL resuelva: “Preguntas y problemas" 6.7, 6.9, 6.77 y 6.95

46

18. Lea La química en la salud, “El esmog y la salud” de su libro de texto y responda:

a) Escriba todas las reacciones que sean de combinación de esta lectura.

b) Escriba la reacción que sea de descomposición de esta lectura.

c) ¿Qué daño a la salud provoca la formación de NO2?

d) ¿Qué daño a la salud provoca la formación de O3?

e) ¿Qué daño a la salud provoca la formación de SO2?

19. Lea La química en la salud, “Compresas frías y compresas calientes” de su libro de

texto y responda:

a) ¿Qué usos tiene el aplicar una compresa fría?

b) Escriba el proceso endotérmico en una compresa fría con NH4NO3

c) ¿Qué usos tiene aplicar una compresa caliente?

d) Escriba el proceso exotérmico en una compresa caliente con CaCl2

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

47



SEMANA 5 REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION (Redox)

Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido

Defina los siguientes términos: 1. OXIDACION es

2. REDUCCION es

3. SUSTANCIA OXIDADA es,

4. SUSTANCIA REDUCIDA es,

5. AGENTE OXIDANTE

6. AGENTE REDUCTOR

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

Reacciones REDOX

SI / NO

Si es REDOX,

escriba los elementos que

cambiaron su número de oxidación

a)

b)

c)

d)

e)

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

a)

b)

c)

48

EJEMPLO PARA BALANCEAR CON EL NUMERO DE OXIDACION (REDOX)

Ecuación:

Paso 1:

Paso 2:

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

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

Paso 3: a) Cruce los valores numéricos

b) Multiplique por los electrones

N:

S:

2

3

(3e-)

(2e-)

= 6 e- ganados

= 6 e- perdidos

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

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

Y se encuentra el Total de electrones transferidos.

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

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

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

Ahora puede responder:

ELEMENTO QUE SE AGENTE COEFICIENTES

QUE BALANCEAN

LA ECUACION

R → P

Total de

electrones

transferidos OXIDA REDUCE OXIDANTE REDUCTOR

HNO3 H2S 2,3 → 2,3,4 6 e-

ECUACIÓN BALANCEADA:

49

9. Balancee las siguientes reacciones redox y complete el cuadro.

a)

b)

c)

d)

e)


QUE BALANCEAN

R → P

Total de

electrones


ECUACIÓN BALANCEADA


QUE BALANCEAN

R → P

Total de

electrones




QUE BALANCEAN

R → P

Total de

electrones




QUE BALANCEAN

R → P

Total de

electrones




QUE BALANCEAN

R → P

Total de

electrones



50

10. Balancee las siguientes ecuaciones redox y complete lo que se le solicite. NOTA: Sí el coeficiente que encuentra al inicio se modifica, el total de electrones transferidos cambia.

a) a. Elemento que se oxida:

b. Agente oxidante:

c. Total de electrones transferidos:

b) a. Elemento que se reduce:

b. Agente reductor:


c) a. Agente oxidante:

b. Agente reductor:


d)

a. Agente reductor:

b. Total de electrones transferidos:

c. Coeficientes que balancean:

e) a. Agente reductor:



f) a. Elemento que se oxida:

b. Agente reductor:


g) a. Agente oxidante:



51

REACCIONES

ORGANICAS

REDOX

EJEMPLO DE UNA

REACCION BIOLOGICA

REDOX

11. Indique si se oxida o se reduce el reactivo subrayado, observe su producto.

REACCION SE OXIDA / SE REDUCE

GANA O PIERDE

HIDROGENOS U OXIGENOS

a)

b)

c)

d)

e)

f)

52

12. Lea La química en la salud “El smog y la salud” de su libro de texto y responda:

a) Escriba las reacciones que muestran la formación de las siguientes sustancias:

a. Dióxido de Nitrógeno (NO2):

b. Ozono (O3):

c. Dióxido de azufre (SO2):

d. Ácido sulfúrico (H2SO4):

b) Indique los daños a la salud humana que causa:

a. Dióxido de Nitrógeno (NO2):

b. Ozono (O3):

c. Dióxido de azufre (SO2):

c) Indique los daños a la fauna y flora del Ácido sulfúrico (H2SO4) en ríos y lagos:

13. Lea La química en el ambiente “Celdas de combustible: Energía limpia para el futuro” de su libro de texto y responda:

a. Escriba la reacción global de la celda de combustible de Hidrógeno-Oxígeno:

b. De la reacción anterior, qué elemento se: A. oxida: ________ B. reduce: ________

c. ¿Por qué las Celdas de combustible se consideran como “Energía Limpia”?


RESPUESTAS


QUE BALANCEAN LA ECUACIÓN

TOTAL DE ELECTRONES

TRANSFERIDOS OXIDA REDUCE OXIDANTE REDUCTOR

9. a) Fe C CO2 Fe 2,3 → 1,3 6e-

b) S O H2O2 PbS 1,4→1,4 8e-

c) P N HNO3 P 5,3,2→3,5 15e-

d) S N HNO3 ZnS 3,6,2 → 3,2,3,4 6e-

e) S Mn KMnO4 Na2SO2 4,3→2,4,3 12e-

10. a) a. Al b. HNO3 c. 6e-

b) a. O b. KI c. 2e-

c) a. H2SO4 b. Cu c. 2e-

d) a. Sb2O3 b. 4e- c. 1,2,2→1,4

e) a. Au b. 3e- c. 1,1,3→1,2,1

f) a. Bi b. Bi2O3 c. 4e-

g) a. K2Cr2O7 b. 6e- c. 1,6,8→1,3,2,7

11. a)

CH3CH2CHO se oxidó Ganó oxígeno

b)

NAD+ se reduce Ganó hidrógenos

c)

se reduce Ganó hidrógenos

d)

FAD se reduce Ganó hidrógenos

e)

se oxidó Perdió hidrógenos

f)

CH3CH=CHCH3 se reduce Ganó hidrógenos

53


GUIA DE ESTUDIO 2019

SEMANA 6

ESTEQUIOMETRIA

Elaborado por: Licda. Lilian Judith Guzmán Melgar

1. Coloque el inciso de la columna izquierda que corresponde a la definición de la columna derecha

A. Masa Molar

Grupo de átomos, moléculas o unidades fórmula

que contiene 6.02 x 1023 de estos objetos.

B. Estequiometria

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

C. Milimol

parte de la química que se encarga de estudiar la

relación entre las cantidades de sustancias

consumidas y producidas en las reacciones

químicas.

D.

Ley de las

Proporciones

definidas

La masa en gramos de 1 mol de un elemento

numéricamente igual a su masa atómica.

E.

Ley de la

conservación de la

materia

La milésima parte de un mol

F. Número de

Avogadro

Establece que un compuesto dado siempre contiene

los mismos elementos en la misma proporción de

masa.

G. Mol

la masa total de todos los reactivos

debe ser igual a la masa total de todos los

productos.

54

2. Utilizando el número de Avogadro resuelva los siguientes incisos

a. Calcule el número de átomos de Zn hay en 5.2 moles de Zn

b. ¿Cuántas moles de CH3OH hay en 5.6x1024 moléculas de CH3OH?

c. ¿Cuántos moles de Cu hay en 2.88 x1021 átomos de Cu?

COMPOSICIÓN PORCENTUAL

3. ¿Cuántos moles de oxígeno hay en 1.5 moles de H3PO4?

4. Calcule el Porcentaje de composición de cada elemento de los siguientes compuestos

% 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝑔 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑙𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜

𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜× 100

Compuesto Calculo del Porcentaje de composición % de

composición

a. KCl

%K=

%Cl=

b. H2CO3

%H=

%C=

%O=

c. Al(OH)3

%Al=

%O=

%H=

d. Ca3(PO4)2

%Ca=

%P=

%O=

55

Compuesto Calculo del Porcentaje de composición % de

composición

e. C7H5NO3S

Sacarina

%C=

%H=

%N=

%O=

%S=

CALCULO DE MOLES Y MILIMOLES

5. Calcule el número de moles y milimoles de los siguientes compuestos

Cantidad de

compuesto # moles # milimoles

a. 56 g H2O

b. 205 g CO2

c. 16 g H2SO4

d. 19g Mg(OH)2

e. 35 g NaHCO3

56

RELACION MOLAR

En cualquier reacción química la cantidad total de materia en los reactivos es igual a la cantidad total de materia en los productos. Por tanto, la masa total de todos los reactivos debe ser igual a la masa total de todos los productos. Esto porque se cumple con la Ley de la conservación de la materia.

En las ecuaciones químicas para cumplir con la Ley de la conservación de la materia la ecuación debe estar balanceada. De la siguiente ecuación:

Podemos encontrar las siguientes relaciones molares:

4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻3

2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁2


6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐻2𝑂


3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2








6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐻2 𝑂


2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑁2









Pero NO se tienen que utilizar todas las relaciones molares, solo utilizaremos la que nos sirva para

resolver el problema

Ejemplo: Según la ecuación anterior

¿Cuántos gramos de O2 se necesitan para reaccionar con 13.6 gramos de NH3?

a) La información que tenemos es la siguiente:

b) Los gramos de NH3 (13.6 g)

c) La ecuación balanceada

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

reactivos y productos

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

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

1 mol de NH3 = 17.03 g

𝟏𝟑. 𝟔 𝒈 𝑵𝑯𝟑 × 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑

𝟏𝟕. 𝟎𝟑 𝒈𝑵𝑯𝟑 = 𝟎. 𝟖𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑯𝟑

57

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

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

nos permita convertir los moles de NH3 a moles de O2

La relación molar que tenemos que utilizar es:

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

0.8 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻3 ×3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2

4 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁𝐻3 = 0.6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2

j) Ahora ya tenemos el número de moles de O2 (0.6 moles O2 ) que reaccionaron con los 13. 6 g de

NH3,

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

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

1 mol O2 = 32 g O2 Entonces:

0.6 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2 ×32𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝑂2

1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2= 19.17 𝑔 𝑂2

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

A B C

D E F

a. ¿Cuántos moles de P2O5 se obtendrán a partir de 3.4 moles de P? DEJE CONSTANCIA DE

SUS CALCULOS ¿Qué relación molar tiene que utilizar?, para calcular

Relación molar:______________ Moles de P2O5 :__________________



58

b. ¿Cuántos moles de O2 son necesarios para obtener 0.8 de moles de P2O5 ¿Qué relación molar

tiene que utilizar? para realizar sus cálculos

Relación molar:_____________ Moles de O2 :_________________

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

a. ¿Cuántos moles de KNO3 se obtendrán a partir de 1.5 moles de K2S? DEJE CONSTANCIA DE

SUS CALCULOS

Relación molar utilizada: _____________ Moles de KNO3 :__________________

b. ¿Cuántos gramos PbS se obtendrán a partir de 25 gramos de K2S?

Relación molar utilizada: _____________ Moles de KNO3 :__________________

8. Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando el NaN3 se descompone rápidamente en sus

elementos constituyentes

a. ¿Cuántos moles de N2 se producen por la descomposición de 1.5 moles NaN3?

b. ¿Cuántos gramos de NaN3 se requieren para formar 10 g de N2 ?

9. El hidróxido de litio solido se utiliza en vehículos espaciales para eliminar el dióxido de carbono que

exhalan los astronautas según la siguiente reacción:

a. ¿Cuántos gramos de CO2 puede absorber 5 gramos de hidróxido de litio?

NaN3 Na + N2

LiOH + CO2 Li2CO3 + H2O

59

b. ¿Cuántos moles de Li2CO3 se producen cuando reaccionan 35 g de LiOH?

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

contiene 500 mg de ácido acetilsalicílico.

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

b. ¿Cuántos miligramos de ácido acetilsalicílico hay en 3 moles de ácido acetilsalicílico? c. ¿A cuántas tabletas para adulto son equivalentes los 3 moles ácido acetilsalicílico?

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

11. A un paciente su médico le recetó Aleve liqui-gels (principio activo naproxeno) 2 cápsulas de gel

suave cada 8 horas. Cada cápsula de gel suave contiene 200 mg de naproxeno (C14H14O3)

¿Cuántos milimoles de naproxeno toma el paciente al día?

12. Mucosolvan es un jarabe para la tos, el principio activo del Mucosolvan es ambroxol (C13H18N2Br2O).

Cada 5 mL de jarabe contienen 15 mg de ambroxol. ¿Cuántos moles de ambroxol hay en un frasco

de 100 mL?

13. La descarboxilación oxidativa del ácido pirúvico por acción enzimática ocurrida en la matriz

mitocondrial puede representarse a través de la siguiente ecuación balanceada:

60

a. ¿Cuántos miligramos de Acido pirúvico (C3H4O3) se necesitan para reaccionar con 2.3 mmol de

Coenzima A?

b. ¿Cuántos gramos de CO2 se producen a partir de 1.35 x10-2 mol de ácido pirúvico?

14. En una Hoja adjuntan realice un Mapa conceptual del tema “Estequiometria”

RESPUESTAS

2.

.

a. 3.13x10-24

6. a. 1.7 moles P2O5

b. 2 moles O2

b. 9.30 moles

7. a. 3 moles KNO3

b. 54.25 g PbS

c. 4.78x10-3 8

a. 2.25 moles N2

3. 6 moles O b. 15.47 g NaNO3

4

a.%K= 52.43 ; %Cl=44.56% 9

a. 4.78 g CO2

b. %H= 3.23%; %C=19.37%; % O=77.42% b. 0.73 g LiOH

c. %Al=34.60% %O=61.54% %H=3.84%

10

a. 2.76x10-3 moles Ac.

acetilsalicilico

d. %Ca=38.72% %P=19.99%

%O=41.28%

b. 540,000 mg

e. % C=45.95% % H=2.73%

% N=7.65% % O=26.20%

% S=17.51%

c. 1,080 tabletas

d. 1.67x1021 moléculas

5.

a. 3.11 moles / 3,110 mmoles 11 6.96 mmoles

b. 4.66moles/4666 mmoles 12 7.94x10-4 moles

c. 0.16 moles / 160 mmoles

13

a. 202.4mg

d. 0.33moles/ 330mmoles b. 0.594g

e. 0.42 moles/420 mmoles

61



SEMANA 7

AGUA Y SOLUCIONES


1. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas (V) o falsas (F)

AFIRMACION V / F

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

b. Una disolución es una mezcla heterogénea

c. El solvente es la sustancia presente en mayor cantidad

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

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

temperatura aumenta

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

aumenta.

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

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

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

100 g agua a una temperatura dada.

i. Hidratación es el proceso de rodear iones disueltos con moléculas de agua

j. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad

2. El siguiente tubo de ensayo contiene 5 mL de Cloroformo (No polar) y 5 mL de Agua (polar). Estos dos compuestos no se mezclan por esa razón se observan 2 fases.

El cloroformo tiene una densidad de 1.49 g/mL y el agua 1 g/mL, al ser el cloroformo más denso que el agua se encuentra en el fondo del tubo (fase 1) y el agua al ser menos densa forma la fase superior (fase 2).

Indique con una “X” En cuál de

las dos fases se disolverán cada

una de las siguientes

sustancias:

SUSTANCIAS FASE

1 2

a. Hexano (no polar

b. CaCl2. (Iónico)

c. Aceite (no polar)

d. I2 (no polar)

e. NaCl (iónico)

Fase

1

Fase

2

62

3. Complete la siguiente tabla:

EJEMPLO DE

SOLUCIÓN SOLUTO SOLVENTE

ESTADO FÍSICO DE LA

SOLUCIÓN

LIQUIDA, SOLIDA, GASEOSA

Bronce

Vinagre

Aire

Tintura de Yodo

Agua gaseosa

Agua de Mar

4. Identifique que es el soluto y e solvente encerrando en un círculo ROJO el SOLUTO

y en un círculo AZUL el SOLVENTE en cada una de la siguientes opciones:

a. 200 mL de agua y 10mL de ácido acético

b. 1 mL de Br2 y 50 mL de Cloruro de metilo

c. 12 g de azúcar y 100 mL de agua

d. 0.25 L de O2 y 0.75 L de N2

e. 40 g de Hierro y 15 g de C

5. El agua es un solvente polar, el hexano es un solvente apolar.

Utilizando una flecha una el compuesto de la izquierda con el solvente de la derecha

en el cual es más probable que sea soluble. Guíese con el ejemplo

63

Lea el documento “El Agua” que se encuentra al final de esta guía de estudio y realiza

los incisos 6 y 7

6. Complete el siguiente crucigrama

HORIZONTALES

1. Propiedad del agua de moverse a

través de las raíces de plantas y a través de los pequeños vasos sanguíneos en nuestros cuerpos.

2. Función por la que el organismo pierde

agua por la orina, las heces, el sudor y

a través de los pulmones o de la piel.

3. Se adiciona cloro al agua para eliminar

bacterias dañinas que hayan pasado a

través del filtro.

4. Es el agua rica en sales minerales y

las sales más comunes son: sulfatos,

carbonatos, bicarbonatos, cloruros de

calcio y magnesio .

5. 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.

VERTICALES

6. Función del agua en donde sirve como lubricante entre estructuras que friccionan y evita el

rozamiento.

7. Proceso en el que el agua se lleva a ebullición y el vapor formado se condensa en líquido de nuevo.

Es probable que se tenga que repetir este proceso muchas veces, dependiendo de la cantidad de

sales y de otras impurezas presentes.

8. Funcion del agua que por su elevada cohesión molecular, esta confiere estructura, volumen y

resistencia.

9. Función del agua que, por ser un buen disolvente, y por su capilaridad permite a los nutrientes llegar

a las células, así como llevarse las sustancias de desecho.

10. Agua que por sus características de calidad es adecuada para el consumo humano.

64

7. Coloque el inciso de la columna de la izquierda que corresponde a la definición de la derecha

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

iones de las sales se intercambian por iones menos perjudiciales

b. Ósmosis inversa Función debida al calor especifico que confiere al

agua su capacidad estabilizadora de la temperatura

c. Sedimentación, filtración y precipitación

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

d. Tensión superficial

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

e. Intercambio iónico

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

SOLUBILIDAD

8. Utilizando la tabla “Términos aproximados de solubilidad” que a parecen a continuación , indique con una “X” el término que corresponde a la solubilidad de las siguientes sustancias: Siga el ejemplo

TABLA DE TERMINOS APROXIMADOS DE

SOLUBILIDAD Solubilidad del soluto

(g soluto/100g de H2O)

Termino aproximados

de solubilidad

Menos de 0.1 Insoluble

0.1-1 Ligeramente soluble

1-10 Soluble

Mas de 10 Muy soluble

Datos Ligeramente

soluble Soluble

Muy soluble

Insoluble

0. Amoníaco, NH3, 51.8 g en 100 g de H2O a 20º C X

a. Oxígeno, O2, 4.3x10-3 g en 100 g de H2O a 20ºC

b. Sulfato de cobre (II) 20.7 g en 100 g de H2O

c. Sulfato de Bario 0.000285 g en 100 g de agua

d. Hidróxido de Calcio 0.185 g en 100 g de agua

e. NaHCO3 9.6 g en 100 g de agua

65

9. Utilizando la tabla “Solubilidad de los compuestos iónicos sólidos en agua pura”

Indique con una “X” la solubilidad de cada una de las siguientes sustancias: (siga el

ejemplo)

Sustancias Soluble

(S) Insoluble

(I)

Se Descompone

(D)

No existe como compuesto

iónico (N)

0. K2CO3 X

a) Ca3(PO4)2

b) CuSO4

c) MgS

d) AgCl

e) HgCO3

f) BaSO4

g) KOH

h) Na2CO3

i) Ca(OH)2

*S: es soluble en agua; P: parcialmente soluble en agua; I: insoluble en

agua; D: se descompone; N:no existe como sólido Iónico

66

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD

Complete las siguientes tablas indicando como los factores afectan la solubilidad del soluto en el solvente según las condiciones indicadas

DENSIDAD

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

10. Un cubo de metal mide 1.7 cm por lado y pesa 45.18 g ¿Cuál es su densidad, en g/cm3?

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

¿Cuál es la masa del alcohol?

12. Una muestra tienen una masa de195 g de acetona y una densidad de 0.792 g/mL ¿Cuál

será su volumen?

SOLUBILIDAD DE UN SOLUTO SÓLIDO EN

UN SOLVENTE LÍQUIDO

FACTOR Si se La solubilidad

AUMENTA /DISMINUYE

AREA

SUPERFICIAL

Disminuye

Aumenta

PRESION

Disminuye

Aumenta

TEMPERATURA

Disminuye

Aumenta

NATURALEZA

DE SUS

COMPONENTES

Disminuye

Aumenta

SOLUBILIDAD DE UN SOLUTO GASEOSO

EN UN SOLVENTE LÍQUIDO

FACTOR Si se

La solubilidad

AUMENTA

/DISMINUYE

PRESION

Disminuye

Aumenta

TEMPERATURA

Disminuye

Aumenta

Aumenta

Expresado para: DIMENSIONALES

Líquidos g/mL

Sólidos g/cm3

Gases g/L

𝑫𝒆𝒏𝒔𝒊𝒅𝒂𝒅 =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒖𝒔𝒕𝒂𝒏𝒄𝒊𝒂

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒖𝒔𝒕𝒂𝒏𝒄𝒊𝒂

67

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

similares a los de la diabetes mellitus, si la muestra de orina tiene una masa de 50.25g?

a. Si el rango normal de la densidad de la orina es 1.015 – 1.025 g/mL,

b. El resultado de la anterior se considera normal SI / NO

14. La lipoproteína de alta densidad (HDL) contiene grandes cantidades de proteínas y

pequeñas cantidades de colesterol. Si una muestra de 0.215 g de HDL tiene un volumen de

0.351 mL, ¿cuál es la densidad, en g/mL, de la muestra de HDL?

15. Indique en cada tubo de ensayo a que sustancia corresponde cada fase según la

información proporcionada

16. 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 es ½ de la densidad del agua:

c) El cubo tienen la misma densidad que el agua

a. TUBO 1, contiene: 5 mL de H2O (d=1 g/ mL) y 5 mL de CCl4 (d= 1.60 g/mL) ¿A quién corresponde cada Fase?

b. TUBO 2, contiene: 5 mL de H2O (d=1 g/ mL) y 5 mL de Hexano (d= 0.654 g/mL) ¿A quién corresponde cada Fase?

68

Lea en su libro de texto La química en la Salud: “Agua en el cuerpo” y responda los

incisos 17 y 18

17. El cuerpo adulto promedio contiene alrededor de _____% de agua en masa, y el de un bebé

promedio, cerca de ________%. Alrededor del ______% del agua corporal está contenido

en el interior de las células como lí- quidos intracelulares; el otro ______% constituye

líquidos extracelulares. Estos líquidos externos transportan _____________ y

__________________ entre las _____________ y el ______________________.

Todos los días las personas pierden entre __________ y __________ mL de agua por los

riñones en forma de _________, por la piel en forma de ______________, por los pulmones

cuando _________y por el aparato digestivo. En un adulto puede ocurrir una deshidratación

grave si hay una _________ de ______{% del líquido corporal total. Una pérdida de líquidos

del _______% puede ser _________. Un bebé sufre deshidratación grave con una

____________ del____ al ______% del líquido corporal.

La pérdida de agua se sustituye de manera continua con los ______________ y

____________ de la dieta, y con los ________________________ que producen agua en

las células del cuerpo.

18. Según la tabla de porcentaje de agua en los alimentos indique

a. ¿Cuál tiene mayor % de masa en agua?

Verduras Frutos Carne/pescado Productos lácteos

b. ¿Cuál tiene menor % de masa en agua?

Verduras Frutos Carne/pescado Productos

lácteos

19. Elabore un Mapa conceptual sobre el tema “Soluciones”

69

RESPUESTAS

1. 9.20 g/mL 3. 246.21 mL 5. 0.613 g/mL 7.

a. 2

b. 3

c. 4

2. 43.96 g 4. a. 1. 005 g/mL.

b. NO

6. a. Fase 1 → CCl4

Fase 2 → H2O

b. Fase 1 → H2O

Fase 2 → Hexano

70


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.

1. PROPIEDADES FÍSICAS Las propiedades físicas del agua se atribuyen principalmente a los enlaces o puentes de

hidrógeno.

Entre dichas

propiedades se pueden destacar:

1.1 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 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.

Estado Físico:

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

Densidad:

1g/mL a 4°C

Olor: Inodoro

Punto de congelación: 0°C

Sabor: Insípido

71

1.2 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.

1.3 Variación de la densidad con la temperatura Es el único compuesto en el que su estado sólido es menos denso que su estado líquido;

esta propiedad determina que el hielo flote 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.

1.4 Calor especifico El calor específico de una sustancia se define como el número de calorías necesarias

para cambiar la temperatura de 1 gramo de sustancia en 1°C. 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 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.

72

1.5 Calor de vaporización El calor de vaporización es la cantidad de energía necesaria para convertir 1 g de líquido

en vapor. Se expresa como calor específico de vaporización (calorías absorbidas por

gramo vaporizado), 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.

2. 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.

2.1 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

73

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.

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.

2.2 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 este caso es cóncavo.

2.3 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.

74

3. ALGUNAS FUNCIONES PRINCIPALES DEL AGUA EN EL ORGANISMO

3.1 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.

3.2 Medio 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 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.

3.3 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.

3.4 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.

75

3.5 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.

3.6 Función termorreguladora Una propiedad física 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.

3.7 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.

3.8 Lubricante Tanto el aparato digestivo como todos los tejidos que son protegidos por mucosas, el agua evita la fricción entre ellos.

3.9 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).

4. 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.

76

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.

El agua se puede purificar mediante los siguientes procesos:

4.1 Sedimentación, Filtración y Precipitación. Debe dejarse en reposo para permitir que las partículas suspendidas, como el Iodo y el

cieno, se sedimente; ya sedimentada se filtra a través de capas de arena y grava 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:

4.2 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

77

4.3 Destilación. El agua se lleva a ebullición y el vapor formado se condensa en líquido de nuevo. Para obtener agua

muy pura es probable que se tenga que repetir la destilación muchas veces, dependiendo de la

cantidad de sales y de otras impurezas presentes.

4.4 Intercambio iónico. Los iones de las sales se intercambian por iones menos perjudiciales que están en el

intercambiador. Un tipo de intercambiador utiliza zeolita, que es un silicato hidratado de

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.

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.

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:

El agua que se purifica mediante este método se llama agua desmineralizada porque se

eliminan todas las sales minerales.

4.5 Osmosis inversa. Es uno de los métodos más eficaces y usados hoy en día, es muy confiable, de muy bajo impacto

ambiental, obteniéndose una alta calidad de agua y de bajo costo.

Este procedimiento separa los componentes orgánicos e inorgánicos del agua por el uso de presión

ejercida en una membrana semipermeable mayor

que la presión osmótica de la solución. La presión

forza al agua pura a través de la membrana

semipermeable, dejando atrás los sólidos disueltos.

El resultado es un flujo de agua pura,

esencialmente libre de

minerales, coloides, partículas de materia y

bacterias.

La membrana de osmosis inversa es una película

de acetato de celulosa parecido al celofán usado

78

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.

5. 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.

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)

79

6. TRATAMIENTO Y DESINFECCIÓN DE AGUA EN FORMA CASERA CON

HIPOCLORITO DE SODIO 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 Sánchez Vivian. Manual de Guías de Estudio 2018. 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

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SEMANA 8

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES (Primera parte)

Elaborado por: Licda. Lucrecia Casasola de Leiva

CLASIFICACIÓN DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

CONCENTRACIÓN EN EXPRESIÓN CUALITATIVA

1. Escriba el nombre de la solución:

DILUIDA, CONCENTRADA, INSATURADA, SATURADA Y SOBRESATURADA.

a) Solución que contiene una pequeña porción de soluto en un volumen determinado:

______________________________________

b) Solución que contiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado:

______________________________________

c) Solución que no tiene disuelta la máxima cantidad posible de soluto a una temperatura

dada: ______________________________

d) Solución que tiene disuelta la máxima cantidad de soluto a una temperatura dada. En

ella existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente. Si se añade más soluto,

permanecerá sin disolver: ______________________

e) Solución que al calentarse disuelve más soluto del que puede existir en equilibrio a una

temperatura dada: _____________________________

81

2. 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

130g de NaCl?

3. El bromuro de potasio tiene una solubilidad de 80 g de KBr en 100 g de H2O a 40°C. De

acuerdo con esto, indique si las siguientes soluciones son insaturadas o saturadas:

a) 50 g de KBr y 160 g de H2O a 40°C:

b) 80 g de KBr y 80 g de H2O a 40°C:

4. La solubilidad del NaNO3 a 20°C es de 88g en 100g de H2O y a 50°C es de 110 g en 100 g

de H2O . De acuerdo con esto, si se mezclan 305 g de NaNO3 en 325g en H2O:

a) ¿Cuántos gramos de NaNO3 se disuelven a 20°C?

b) Esta solución queda: (insaturada, saturada o sobresaturada)

c) Si la solución se calienta a 50°C ¿Cuántos gramos de NaNO3 se disolverán?

d) Si se enfría de nuevo a 20°C ¿Cuántos gramos de NaNO3 se cristalizan?

e) La solución queda:

CONCENTRACIÓN 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

82

5. ¿Cuál es el porcentaje masa /masa de una solución preparada con 15 g de NaOH en 83 g

de agua?

6. ¿Cuál es el % m/m de una solución que se preparó disolviendo 45 g de Na2CO3 hasta

obtener 250 g de solución?

7. ¿Cuántos gramos de soluto son necesarios para preparar 350 g de solución de NH4Cl al 1.8

% peso/peso?

8. ¿Qué cantidad de agua se necesita agregar a 12 g de KCl para obtener una solución 7%

p/p?

9. Se necesita preparar 125 g de una solución de KOH al 5% p/p ¿Cuántos gramos de KOH y

de H2O se necesitan?

10. ¿Cuál es el porcentaje peso/peso de una solución preparada con 25 g de Sacarosa en 175

g de agua?

11. ¿Cuántos gramos de soluto son necesarios para preparar 2,250 g de solución de CuSO4 al

25% m/m?

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

23 % p/p?

83

13. ¿Cuántos gramos de soluto y de solvente se necesitan para preparar 500 g de solución de

Na2CO3 al 7% m/m?

14. ¿Cuántos gramos de clotrimazol se necesitan para preparar 4,000 gramos de pomada de

clotrimazol al 1% p/p?

PORCENTAJE VOLUMEN/VOLUMEN (% v/v)

% v/v = mL de soluto

x 100 mL de solución

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

volumen final de 325 mL de solución?

16. ¿Qué volumen de etanol puro se utilizó para preparar 250 mL de etanol al 45 % v/v?

17. ¿Cuántos mL de solución al 70% v/v se pueden elaborar con 485 mL alcohol isopropílico?

18. ¿Cuántos mL de alcohol etílico consume una persona si bebe 4 onzas de Whisky Scotch al

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

19. ¿Cuál es el % v/v de un antiséptico que contiene 15 mL de antiséptico por cada 100 mL de

solución acuosa?

84

PORCENTAJE PESO EN VOLUMEN (% p/v)

% p/v = gramos de soluto

x 100 mL de solución

20. Calcular el % p/v de la solución obtenida al mezclar 4.5 g de Cloruro de sodio, NaCl, y agua

hasta completar 500 mL de solución. (Esta solución se conoce como Suero fisiológico o

Solución salina isotónica)

21. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 L de solución de dextrosa

(glucosa) al 5% p/v?

22. ¿Cuántos mL de solución de KCl al 0.15% p/v contienen 0.55 g de KCl?

23. ¿Cuál es el % p/v de una solución de NH4OH al 8% p/p con densidad de 1.2 g/mL?

24. Un paciente recibe dos veces al día 125 mL de solución de aminoácidos al 4% m/v.

a) ¿Cuántos gramos de aminoácidos hay en los 125 mL de la solución?

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

85

25. Un paciente recibe 1.5 g de NaCl en 8 hrs. ¿Cuántos mililitros de suero fisiológico (NaCl al

0.9% p/v) se le administraron?

26. ¿Cuántos litros de solución de glucosa al 5% p/v se le deben administrar un paciente para

que reciba 60 g de glucosa?

27. Paciente de 2 años que pesa 22 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. El frasco gotero de diclofenaco está al 0.1% p/v.

a) ¿Cuántos mL se le deben administrar al día?

b) ¿Cuántos mL se administrarán en cada dosis?

Consulte la “Tabla de composición de soluciones intravenosas” al final de esta guía. Utilice la

columna con el encabezado Principio Activo por c/100 mL para resolver los siguientes

ejercicios. (NOTA: ALGUNAS DE ESTAS SOLUCIONES SON MIXTAS PORQUE CONTIENEN VARIOS

SOLUTOS DISUELTOS EN EL MISMO SOLVENTE; EL % p/v DE CADA SOLUTO EN UNA SOLUCIÓN MIXTA

SE CALCULA UTILIZANDO EL VOLUMEN DE LA SOLUCIÓN).

28. ¿Cuál es el % p/v de los solutos de la solución Hartman:

Cloruro de sodio Cloruro de potasio:

Cloruro de calcio Lactato de sodio

86

29. Calcule los % p/v de los solutos que contiene una bolsa de 250 mL de solución de Suero

vitaminado al 5% p/v.

a) Glucosa

d) Riboflavina

b) Tiamina

e) Piridoxina

c) Nicotinamida

30. ¿Cuál es el % p/v de glucosa en una bolsa de 250 mL de Mezcla No.1 y una bolsa de 250

mL de Mezcla No.2 ?

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

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

31. Si un paciente recibe una bolsa de 1000 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

32. ¿Qué soluto diferencia la Solución de Hartman y la Solución de Hartman con Dextrosa al

5% p/v?

87

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 presentes en 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 como física, ingeniería, estadística.

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

en 3,200 mL de agua (solución). ¿Esta dentro de los límites permitidos de agua potable?

(Pb+2 hasta 0.015 ppm)

34. Calcule la concentración en ppm de Mn+2 del agua de un pozo si hay 0.030 mg de Mn+2

disueltos en 900 mL. ¿Está dentro de los límites permitidos de agua potable? (Mn+2 hasta

0.05 ppm)

35. ¿Cuántos mg de ClO- (ion hipoclorito) están presentes en una muestra de 3 L de agua con

4.5 ppm del ion?

36. ¿Cuántos mg de Zinc ingiere un joven cuando bebe 1.3 litros del agua del gimnasio, si la

concentración es 2.8 ppm?

37. ¿Cuántos mL de enjuague bucal se necesitan para obtener 56.25 mg de Flúor en un

tratamiento dental, si tiene una concentración de 225 ppm?

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

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

88

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 o L de solución

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

la piel, pero la necesita al 0.5% p/v para desinfectar un área de la boca. ¿Cuál debe ser el

volumen final de la dilución?

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

realizar la desinfección vaginal. Para prepararla, a 2 litros al 5% p/v se le agregó agua

esterilizada hasta obtener 12 litros de solución. ¿Cuál es la concentración obtenida?

40. Un médico rural necesita 75 mL de agua oxigenada al 1.5% p/v. Sí tiene un frasco con 75

mL de agua oxigenada al 30% p/v

¿Cuántos mL de este frasco debe utilizar para prepararla?

En su libro de texto lea LA QUIMICA EN LA SALUD. Gota y cálculos renales: problema de

saturación en los líquidos corporales. Responda las siguientes preguntas.

41. ¿Qué relación hay entre gota y cálculos renales con compuestos del cuerpo y su solubilidad

en los líquidos corporales?

42. ¿Qué puede suceder en diferentes partes del cuerpo humano cuando la concentración de

ácido úrico en el plasma se eleva a más de 7 mg/100 mL a 37°C?

89

43. Tres causas de la elevación del ácido úrico en el cuerpo:

a) b) c)

44. Cinco alimentos y una bebida que deben limitarse en la dieta de una persona que padece

gota? _________________________,__________________________.

_________________________,_______________________,____________________.

45. ¿Qué compuestos pueden formar los cálculos renales?

a) b) c)

46. ¿Qué puede suceder en algunas personas si no ingieren suficiente agua diariamente?

47. Tres tratamientos para los cálculos renales:

a)

b)

c)

48. Elabore un mapa conceptual del tema Concentración de Soluciones I

90

RESPUESTAS

2. 361.11 g H2O 24. a) 5 g aminoácidos b) 10 g aminoácidos

3. a) insaturada b) saturada

25. 166.67 mL de sol. salina

4. a) 286 g NaNO3 b) Saturada c) 305 g d) 19 g e) Saturada

26. 1.2 L de glucosa al 5% m/v

5. NaOH al 15.31 % m/m 27. a) 15 mL/dia de Diclofenaco 0.1%p/v b) 5 mL/dosis de Diclofenaco 0.1%p/

6. Na2CO3 al 18 % m/m 28. NaCl 0.6% p/v; KCl 0.03% p/v; CaCl2 0.02%

p/v; C3H5O3Na 0.31% p/v

7. 6.3 g NH4Cl 29. a) Glucosa al 5% p/v b) Tiamina al 5x10-4 % p/v c) Nicotinamida al 5x10-3 % p/v d) Riboflavina al 7.5x10-4 % p/v e) Piridoxina al 5.4x10-4 % p/v

8. 159.43 g H2O 30. a) Mezcla No. 1: Glucosa al 3.33 % p/v; Mezcla No. 2: Glucosa al 2.5% p/v

b) Mezcla No. 1, mayor

9. 6.25 g KOH y 118.75 g H2O 31. a) 3.5 g NaCl b) 1.5 g KCl c) 4.08 g Acetato monosódico trihidratado d) 22 g Dextrosa

10. Sacarosa al 12.5% p/p 32. Dextrosa

11. 562.5 g CuSO4 33. 0.019 ppm de Pb+2 y Fuera del límite

12. 220.96 g H2O 34. 0.033 ppm de Mn+2 y Dentro del límite

13. 35 g Na2CO3 y 465 g H2O 35. 13.5 mg de ion hipoclorito

14. 40 g Clotrimazol 36. 3.64 mg Zn

15. Etanol al 9.85 % v/v 37. 250 mL

16. 112.5 mL etanol 38. 200 mL Povidona yodada al 0.5% p/v

17. 692.86 mL alc. isop. al 70%v/v 39. Gluconato de Clorhexidina al 0.83% p/v

18. 47.32 mL alcohol etílico 40. 3.75 mL de Agua oxigenada al 30% p/v

19. Antiséptico al 15% v/v

20. NaCl al 0.9% p/v

21. 50 g glucosa

22. 366.67 mL de KCl al 0.15%

23. NH4OH al 9.6% p/v

91

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

92



SEMANA 9

CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES II

Elaborado por: Lcda. Evelyn Rodas Pernillo de Soto

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 guía 8).

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?

93

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 ?

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.

94

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.

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 (D=1.0 g /mL) se usan para preparar una solución que

contenga 24 g de NH4Br y que sea 0.35m

95

NORMALIDAD (N)

N (normalidad) = Número de Equivalentes Químicos Volumen de Disolución (en litros)

PESO EQUIVALENTE

ÁCIDOS

BASES

SALES

CÁLCULOS DE PESO-EQUIVALENTE

Según las fórmulas anteriores completar:

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

96

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?

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

97

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?

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?

98

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?

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?

99

Ejercicios aplicados a casos clínicos:

1. Paciente masculino en un intento de suicidio ingiere varias tabletas de aspirina (ácido acetilsalicílico), lo cual le produce una acidosis metabólica, que debe corregirse con Na2CO3 IV. Se le administran 105 mL de Na2CO3 al 7 % p/v. Calcule los mEq de Na2CO3 que le administraron al paciente.

2. En el hospital hay ampollas de KCl al 5 % p/v. Cuantos mL deben administrársele a

una niña de 5 años que pesa 18.18 kg a la cual se le recetan 3mEq de K+ / Kg de peso para corregir una hipokalemia debida a insuficiencia renal.

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

hasta llegar al antro del estómago y se le aspira jugo gástrico. Se titulan 5 mL de este jugo con NaOH. Si se necesitaron 11mL de NaOH 0.3 N, para neutralizar el ácido estomacal (HCl). Calcule la Normalidad del HCl en el jugo gástrico de dicho paciente.

Considerando que los valores normales (en ayuno) son entre 0.5-0.8N. Como

considera el valor obtenido (alto, bajo, normal)

Calculo de la N del HCl en el jugo gástrico Valor bajo, normal, alto

100

RESPUESTAS

Molaridad Molalidad Normalidad Dilución Normalidad

y moralidad

Ejercicios

aplicados a

casos

clínicos

1 1.71 M 0.43 m 2.29 N 0.12 M 0.90 N 138.69 meq

2 1.83 M 1.04 m 0.28 N 4.0 ml 1.18 M, 3.54

N

81.32 ml

3 1.34 M 5.73 m 4.05 N 750 ml 0.66 N, valor

normal

4 0.30 moles 2.86 g 0.44 N 1.11 N

5 38.68 g 1.62 m 3.78 N 263 ml

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

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

101



SEMANA 10

COLOIDES Y SUSPENSIONES

Elaborado por: Licda. Isabel Fratti de Del Cid

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

dadas:

1 Coloide o dispersión coloidal

( ) Soluciones Isotónicas usadas en hospitales.

2 Mezclas con valor de

osmolaridad mayor a 0.32 ( ) A través de ella se retiran Urea y productos

de desecho de un paciente con insuficiencia renal.

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

no se separa por filtro y presenta efecto Tyndall

4 Osmosis ( ) Mezclas heterogéneas, se sedimentan, no

atraviesan filtros ni membranas semipermeables.

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

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

6 NaCl 0.9%p / v y Glucosa

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

experimentara crenación

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

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

9 Hemolisis

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

10 Mezclas cuya osmolaridad son inferiores a 0.28

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

11 Suspensiones

102

II- En la última fila , coloque el nombre de c/ proceso representado en los dibujos:

1. 2. 3.

PROCESO

DIFUSIÓN,

OSMÓSIS O

DIÁLISIS

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

Eje

mp

lo N

o. 1

Solución A Solución B

Glucosa 5% p/v

Glucosa 10% p/v

1.1-Osmosis, el agua se desplaza de la solución A a la solución B

De menor a mayor concentración ( )

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

2.


K2CO3

1.4 M

K2CO3

5 M

2.1- ________, el agua se desplaza de la solución __a la solución ___ De _______ a ______ concentración ( )

2.2-______, los solutos se desplazan de la solución ___ a la solución__ De _____ a _____concentración( )

3.


NaCl

0.9

%p/v

NaCl

0.4M



4.


Acetona

5% p/v

Acetona

2% p/v


4.2-______, los solutos se desplazan de la solución ___ al a solución__ De _____ a _____concentración( )

5.


Na3PO4

al 0.7 M

Na3PO4

al 1.5 M



103

TONICIDAD

Los líquidos corporales (sangre y el líquido lagrimal) tienen una presión osmótica que coincide con la de

una solución de cloruro de sodio al 0.9% p/v o a una solución de glucosa al 5 % p/v. Estas dos soluciones

corresponden a osmolaridades 0.28, es decir son Isotónicas con las células y fluidos corporales. En

medicina se utiliza el término “isotónica”, que significa de igual tono, como sinónimo de isoosmótica.

Sólo las soluciones isotónicas pueden ser introducidas con seguridad en el torrente sanguíneo. Las

soluciones hipotónicas pueden causar hemólisis y las soluciones hipertónicas pueden causar crenación

de los eritrocitos. Aún así se emplean soluciones hipertónicas cuando el tratamiento de un paciente lo

amerite. Ejemplo: Uso de suero dextrosado al 10 % p/v (Glucosa al 10 % p/v), con una osmolaridad de:

0.56 ( Hipertonica). La cual se usa en casos de hipoglucemia.

La tonicidad, solo tiene 3 clasificaciones, que corresponden a los siguientes valores de osmolaridad

ISOTONICA, HIPOTONICA, HIPERTONICA Vea el siguiente cuadro

Tonicidad Hipotónica Isotónica Hipertónica

Valor de osmolaridad.

< a 0.28 O.28 a 0.32 >0.32

Efecto en el eritrocito

Entra agua, aumenta su volumen, se hincha y estalla : Hay Hemolisis

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

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

IV.Complete los datos de esta tabla

“Tonicidad, y efecto en un eritrocito.”

El eritrocito en

el beacker, se

halla en una:

Isotónica,

hipotónica,

Hipertónica)

Escriba el

Rango del

valor de la

osmolaridad

en cada

beacker

Escriba a la par del

dibujo el efecto

sobre el eritrocito

(hemólisis,

crenación, ningún

efecto)

Defina el término

Hipotónica, Isotónica,

Hipertónica, de acuerdo

con la clasificación

que corresponde a cada

solución dada en la

columna No. 2 de este

cuadro

104

CALCULO DE LA OSMOLARIDAD Y TONICIDAD DE UNA SOLUCION.

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

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

necesario conocer éstas concentraciones.

Procedimiento para calcular la osmolaridad

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

2. Identificar si el soluto se disocia o no Si es un compuesto iónico al disociarse generara los

cationes y aniones componentes, los cuales se cuentan como partículas individuales. Si se

trata de una molécula que no se disocia (no electrolito) no generan partículas sino solo una

unidad (UNA partícula). Ejemplo de éstos son : Urea, Glucosa, Etanol, Acetona.

3. Cálculo del valor de la osmolaridad. Osmolaridad = Molaridad x número de partículas

Ejemplo No. 1: ¿Cuál es la Osmolaridad de una solución de CaCl2 0.06 M?

Análisis: El CaCl2, es una sal iónica y se disocia así: CaCl2 → Ca+2 + 2Cl- , genera 3

iones o partículas.

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

Entra agua al eritrocito. Hay Hemolisis

Ejemplo No. 2: ¿Cuál es la Osmolaridad de una solución de urea 0.45 M?

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

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

Sale agua del eritrocito, se encoge. Hay crenación.

Ejemplo No. 3: ¿Cuál es la Osmolaridad, tonicidad y el efecto de la solución en el eritrocito de una

solución de K3PO4 0.074 M.

Analisis : El K3PO4. Es una oxisal iónica. Se disociara en los cationes y el anión poliatómico no se

separa en unidades menores, genera una sola partícula :

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

Osmolaridad = 0.074 M x 4 partículas = 0.296osm. Es isotónica.

105

III -Resuelva los siguientes ejercicios de acuerdo a lo que le solicita en el cuadro:

Solución Cálculo de osmolaridad Tonicidad ¿Qué efecto provoca

en un eritrocito?

A. MgCl2

0.14 M

B. Urea

(NH2CONH2)

Al 3 % p/v

C. Colirio con

2.7mg/mL de

ZnSO4

D. Contiene

2.8 g de

glucosa en 200

mL

E. Contiene

0.60 osmoles

en 0.5 L

106

IV-Resuelva los siguientes ejercicios :

F- Una solución “X” posee una osmolaridad de 0.36 y una Molaridad de 0.09.

¿Cuál de los siguientes compuestos es el soluto de dicha solución? Subraye

a) MgCl2 b) K3PO4 c) Acetona d) Zn S

G- Para realizar la reacción de Biuret para identificación de péptidos y proteínas, se

usa CuSO4 al 0.2 % p/v. Calcule su Osmolaridad.

V. Respecto al suero oral preparado en la semana No. 9. conociendo sus componentes y

La Molaridad de cada uno. . Calcule la osmolaridad de cada componente por separado.

Sume todas las osmolaridades y diga si la mezcla de suero Oral es isotónica o NO. Componente Molaridad

(calculada semana 9 )

Número de partículas que genera

Calcule la osmolaridad Osm= M x # partículas de c /

componente

Valor numérico

Osmolaridad c/componente

GLUCOSA C6H12O6

0.11

UNA C6H12O6

Cloruro de sodio NaCl

0.06

DOS Na+ y Cl-

Cloruro de Potasio KCl

0.02 DOS K+ y Cl-

Citrato trisodico Na3C6H5O7

0.01 CUATRO 3 Na+ y C6H5O7 -3

Sumatoria -------------- ---------------- -----------------------------------

La mezcla del suero oral es (isotónica, Hipertónica, Hipotónica) _____________

107

VI. Lea lo relacionado a Coloides y Suspensiones y responda:

Las partículas coloidales (pasan /no pasan)_____________ a través de filtros pero (Si /No) _______ a través de membranas semipermeables.

Las partículas de una (Suspensión /Solución) ___________ pueden verse a simple vista.

La Calamina, Antiácidos, Penicilina líquida son (Suspensiones / Soluciones) __________

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

Coloide Sustancia Dispersada Medio de dispersión

Polvo, Humo

Plasma

sanguíneo

Leche

VII. Lo siguiente se refiere a los temas desarrollados en las secciones “La química en la

salud”. Comprendidos en el capítulo 8 del libro de texto.

1. Respecto al tema “Coloides y Soluciones en el cuerpo.” Responda:

La digestión descompone las partículas coloidales grandes como el almidón y proteínas en: ___________________ y___________________. Estos (Si / No) _______ pueden pasar la membrana intestinal y entrar al __________________. Las Enzimas y proteínas (Pasan / NO pasan)____________. Las membranas celulares y permanecen en el (Interior / Exterior)___________de las células. El Oxígeno, electrolitos, Aminoácidos (Pasan / No pasan): _____________ membranas celulares. La urea, Dióxido de Carbono (Salen / Entran)_______ a la célula para ser excretados.

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

La unidad funcional del riñón es__________. La red de capilares arteriales en la parte superior de c / nefrón se llama_____________________. Que sustancias valiosas para el cuerpo son reabsorbidas: ___________________________________________________. El principal producto de desecho que se excreta en la orina es____________. La membrana dializadora del riñón artificial está hecha de tubos de _________________. Los productos de desecho salen de la sangre mediante: _________________ Porque no se pierde sangre (eritrocitos) durante la diálisis?______________________________________________________________. Cuántos litros de agua pueden eliminarse durante un tratamiento de diálisis.__________

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

RESPUESTAS

A = 0.42 hipertónica.

Crenación

B = 0.5 hipertónica.

Crenación

C = 0.033 hipotónica.

Hemolisis

D = 0.077 hipotônica.

Hemolisis

E= 1.2 Hipertónica.

Crenación

F = ( b)

G= 0.025 hipotónica.

108



SEMANA 11 VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Elaborado por: Licda. Isabel Fratti de del Cid

1. Coloque en el espacio respectivo la letra que corresponda a cada opción.

a. Temperatura

Ejemplo de un equilibrio heterogéneo

b. FeO (s) + CO (g)⇄

Fe(s) + CO2 (g)

Indica que una reacción tiene lugar solo cuando las moléculas chocan con la orientación adecuada y con suficiente energía

c. 2H2 (g) + S2(g) ⇄

2 H2S (g)

Aumenta la velocidad de reacción, al aumentar la energía cinética de las moléculas, provocando que éstas se muevan más rápido incrementando así las colisiones.

d. Velocidad de reacción Puede medirse, dividiendo los cambios en la

concentración de reactivos y productos respecto al tiempo.

e. Teoría de Colisiones

Indica que la reacción ocurre en ambas direcciones, pero se halla más desplazada hacia la izquierda.

f. Principio de Le

Chatelier

Aumenta la velocidad de reacción, al reducir la energía de activación. No es un factor que afecte el equilibrio.

g. Catalizador Ejemplo de un equilibrio Homogéneo

h. Keq < 1 Indica que el equilibrio se alcanza con >

[Productos] que [Reactivos], es decir que se halla más desplazado hacia la derecha.

i. Energía de activación Permite predecir hacia donde se desplaza el

equilibrio químico, cuando éste experimenta una alteración o cambio.

j. Keq > 1 Energía mínima necesaria en una colisión para

romper los enlaces de las moléculas reactantes

109

2. Complete la siguiente tabla:

a

REACCION EN EQUILIBRIO Keq Y SUS CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO

EQUILIBRIO HOMOGENEO / HETEROGENEO

EXPRESION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO y VALOR NUMERICO

b

REACCION EN EQUILIBRIO Y SUS CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO EQUILIBRIO

HOMOGENEO/ HETEROGENEO

----- 0.2M 0.16M 1.2M

.EXPRESION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO y VALOR NUMERICO

c

REACCION EN EQUILIBRIO Y SUS CONCENTRACIONES CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO

EQUILIBRIO HOMOGENEO/

HETEROGENEO

CO(g) + 3 H2 (g) ⇄ CH4 (g) + H2O (g)

0.5M 0.3M 1.8M 2.0M


110

d

REACCION EN EQUILIBRIO CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO


HETEROGENEO

4 HCl (g) + O2 (g) ⇄ 2 H2O (l) + 2 Cl2 (g)

0.2M 0.1M --------- 0.4M


e

REACCION EN EQUILIBRIO CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO


HETEROGENEO

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO2 (g)

----- 0.2M ----- 0.052M

EXPRESION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO y VALOR NUMERICO

f. Calcule [co], sabiendo que Keq para la reacción anterior es 3.72

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

0.25 M

0.043 M

0.20 M

“X”

111

g. Para la reacción en equilibrio

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

Valor calculado de la Keq es:

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

Hacia donde está más desplazado el equilibrio? Hacia los reactivos o los productos

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

j. 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]

REACCION EN EL EQUILIBRIO

DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO AL AUMENTAR

PRESIÓN IZQUIERDA / DERECHA

h

i

PCl5 (g) + ⇄ PCl3(g) + Cl2 (g)

N2O4(g) + calor 2NO2(g)

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

2HF(g) H2(g) + F2(g) 0.8 M 1.5 M 1M

112

k-Considere el equilibrio siguiente:

Hacia donde se desplaza el equilibrio al:

DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO

¿Qué ocurre con la concentración

de . . .?

AUMENTA o DISMINUYE

a. Agregar H2 [ H2]

b. Extraer NH3 [ N2]

c. Disminuir la temperatura [ N2]

d. Aumentar la presión

[ NH3 ]

Lea La química en la salud :”Homeostasis: Regulación de la temperatura corporal” Y responda si 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 regula las reacciones metabólicas

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

Elabore un mapa conceptual con los temas de la semana.

RESPUESTAS

a) Keq= 0.073; b) Keq=0.96; c) Keq= 267; d)Keq= 1,000 e) Keq =0.26 f) [CO] =0.20 g) Keq= 2.34 > 1, desplazado hacia productos h)derecha i)izquierda j) a. derecha/ aumenta; b. derecha /disminuye; c. izquierda/ aumenta; d. izquierda/disminuye k) a. derecha/disminuye; b. derecha/disminuye c. derecha/dismunuye d. derecha/ aumenta

113



SEMANA 12

ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS Elaborado por: Licda. Vivian Margarita Sánchez Garrido

Lea en su libro de texto el capítulo correspondiente y responda

ACIDOS Y BASES

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

a) Acido

b) Base

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

Ejemplo: HCl H+ + Cl-

a) HBr

b) HF

c) HI

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

Ejemplo: LiOH Li+ + OH -

a) KOH

b) NaOH

c) NH4OH

( )gHBr

( )gHBr

114

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

Fórmula Nombre

¿Cuantos protones, H

+, libera? Monoprótico,

diprótico o triprótico

a) HCl

b) HBr

c) HNO3

d) H2SO4

e) H2CO3

f) H3PO4

g) HClO4

h) HC2H3O2 (CH3COOH)

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

Fórmula Nombre ¿Cuántos hidroxilos, OH

–, libera?

a) Hidróxido de sodio

b) Hidróxido de potasio

c) Hidróxido de calcio

d) Hidróxido de aluminio

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

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

8. Escriba los conceptos de Ácidos y Bases según la TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY:

a) Acido

b) Base

115

PARES ACIDO-BASE CONJUGADOS

HF + H2O F - + H3O

+

HF, un ácido, pierde un H + para formar su base conjugada F

-.

El agua actúa como base al ganar un H + para formar su ácido conjugado H3O

+.

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

Par ácido-base conjugado

Actúa como ACIDO de Bronsted-Lowry

H+ pierde/gana Actúa como BASE de Bronsted-Lowry

H+ pierde/gana

a) HF / F - HF Pierde 1 H+ F

- Gana 1 H+

b) H2O / H3O + H3O

+ Pierde 1 H+ H2O Gana 1 H+

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

HBr (ac) + SO4-2 (ac) H2SO4 (ac) + Br-

(ac)




H+ pierde/gana

a)

b)

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

NH3 (ac) + H3O+ (ac) NH4+

(ac) + H2O (ac)




H+ pierde/gana

a)

b)

11. Defina Ácidos y Bases según la TEORÍA DE LEWIS:

a) Acido de Lewis

b) Base de Lewis

12. Determine sí es ácido o base de Lewis, utilice la estructura de Lewis:

a) Li+ b) c) AlCl3 d)

e) Mg+2 f)

g) ZnCl2

ACIDO DE LEWIS BASE DE LEWIS

116

ACIDOS Y BASES, DEBILES Y FUERTES

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

a) HCl

b) Ca(OH)2

c) H2SO4

d) HNO3

e) KOH

f) H3PO4

g) H2CO3

h) Mg(OH)2

i) NH3

j) NaOH

k) HBr

l) Al(OH)3

m) CH3COOH

n) Ba(OH)2

ÁCIDOS FUERTES ÁCIDOS DÉBILES BASES FUERTES BASE DÉBIL

NaOH

ELECTROLITOS

14. ¿Qué es un electrolito?

15. Complete el siguiente cuadro siguiendo el ejemplo.

SUSTANCIA ELECTROLITO DEBIL /

ELECTROLITO FUERTE / NO ELECTROLITO

ECUACION DE DISOCIACION Electrolito fuerte ; electrolito débil ; No electrolito: ”no se disocia”

Ej: HCOOH Electrolito débil HCOOH + H2O HCOO- + H+

a) NaOH

b) HBr

c) CH3COOH

d) NH4OH

e) C6H12O6

IONIZACION DEL AGUA

H2O + H2O H3O+ + OH Agua Agua ion

hidronio ion

hidroxilo

16. Escriba la expresión para la “constante del producto iónico del agua, Kw”:

17. El valor de Kw es:

117

18. Escriba en la escala de acidez:

a) en la parte superior los valores de pH (0 – 14) y

b) en la inferior las correspondientes a su concentración de H+, [H +

]

c) indique los valores que representan la parte Acida, Neutra y Básica en las flechas.

ESCALA DE ACIDEZ:

pH

[H +

]

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

Fórmulas para calcular pH y pOH

pH = -log [H+ ]

pOH= -log [OH - ]

pH + pOH = 14

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

[H+ ] = Antilog -pH

[OH-] = Antilog -pOH

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

19. Calcule lo que se le solicita en el siguiente cuadro.

pH pOH [H +

] [OH

- ]

El pH es ACIDO /

NEUTRO / BASICO

a) [H+] 1.26 x 10-10

b) [OH-] 6.30 x 10 -4

c) HCl 0.25M

d) pH 3.80

e) pOH 7

f) H2SO4 0.15M

g) [H+] 1 x 10 -11

h) NaOH 0.01M

i) [OH-] 8.33 x 10 -10

j) NH4OH 0.35

Acido,

Neutro,

Básico

118

CONSTANTE DE IONIZACION, Ki

Constante de ionización de un ácido débil (Ka):

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

]

[HX]

Constante de ionización de una base débil (Kb):

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

]

[MOH]

FÓRMULAS:

Constante de ionización

Ki = ___[ x ]2_____

[sustancia]

Donde:

Ki puede ser Ka o Kb

[x] es la concentración de los

iones H+ u OH- y es la misma

para ambos iones

[sustancia] puede ser el

ácido o la base

Porcentaje de ionización

% i = ____[x]_____ x 100

[sustancia]

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

ECUACION DE IONIZACION

EXPRESION DE LA CONSTANTE DE

IONIZACION

Ej: H2CO3 H2CO3 H+ + HCO3- Ka =

[H+ ] [HCO3- ]

[H2CO3]

a) HCO3-

b) H3PO4

c) H2PO4-

d) HPO4-2

e) CH3COOH

f) NH4OH

119

Resuelva los siguientes problemas. DEJE EVIDENCIA DE SUS CALCULOS

21. ¿Cuál es la Ka y la [H+] de una solución de H2CO3 0.5M, ionizada en 0.093%

22. ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de CH3COOH 0.08M, ionizada en 1.5%?

23. ¿Cuál es el % de ionización y el pH de una solución de HF 8 M con una Ka = 7.2x10-4?

24. ¿Cuál es el % de ionización y el pH de una solución de NH3 0.03M con una Kb= 1.8x10-5?

25. ¿Cuál es la Ka y el pH de una solución de H3PO4 12M, ionizada en 2.5%?

26. ¿Cuál es el % i y el pH de una solución de HCOOH 0.4 M con una Ka = 1.8x10-4?

27. ¿Cuál es la Kb y el pH de una solución de NH3 0.2M, ionizada en 0.95%?

28. ¿Cuál es el % de ionización, la [OH-] y el pH de una solución de C2H5NH2 0.03M con una Kb= 5.2x10-4?

120

TITULACION ACIDO-BASE (NEUTRALIZACION)

29. ¿Cuál es la Normalidad de 80 mL de KOH que fueron titulados con 60 mL de HCl 0.40 N?

30. ¿Cuál es la Normalidad de una solución de HCl, si 5mL de ácido se titularon con 15 mL de NaOH 0.25N?

31. ¿Cuántos mL de una solución 0.10 N de HNO3, se requieren para neutralizar 15 mL de una solución de NaOH que es 0.2 N?

32. ¿Cuántos mililitros de H2SO4 0.08N se necesitan para titular 2 mL de NaOH 0.03 N?

Ejercicio aplicado a un caso clínico:

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

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

de 7mL de este ácido estomacal (HCl) con 17mL de NaOH 0.35 N.

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

valor obtenido, alto, bajo o normal?

Calcule la Normalidad del HCl en el jugo gástrico

Valores normales (en

ayuno) entre 0.5-0.8N.

Bajo Normal Alto

34. Lea La química en la salud “Electrolitos en los líquidos corporales” de su libro de texto:

a) ¿Para qué se utiliza la disolución de Ringer?

b) ¿Qué electrolitos repone la disolución de Ringer, indíquelos en mEq/L?

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

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

b) ¿Qué sustancias contiene el jugo gástrico?

121

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

d) ¿Qué pH se obtiene con la neutralización anterior?

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

a) ¿Qué pH tiene la lluvia ácida aproximadamente?

b) Complete el siguiente cuadro:

Fuente(s) ACIDO presente en la Lluvia

ácida

CO2

S

N

c) ¿Cuáles son los daños a la flora, fauna, monumentos y estructuras causadas por la

lluvia ácida?

37. Lea La química en la salud “Antiácidos” de su libro de texto y responda: a) ¿Qué compuestos básicos contiene el antiácido Mylanta?

b) ¿Qué daños produciría un consumo excesivo de Mylanta?


RESPUESTAS:

19 pH pOH [H + ] [OH - ]

El pH es ACIDO

/ NEUTRO /

BASICO

a) 9.90 4.10 1.26 x 10-10 7.94 x 10-5 Básico

b) 10.80 3.20 1.58 x 10-11 6.30 x 10-4 Básico

c) 0.60 13.40 0.25 3.98 x 10-14 Ácido

d) 3.80 10.20 1.58 x 10-4 6.31 x 10-11 Ácido

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

f) 0.82 13.18 0.15 6.6 x 10-14 Ácido

g) 11 3 1 x 10-11 1 x 10-3 Básico

h) 12 2 1 x 10-12 0.01 Básico

i) 4.92 9.08 1.20 x 10-5 8.33 x 10-10 Ácido

j) 13.54 0.46 2.88 x 10-14 0.35 Básico

21 Ka= 4.32x10-7; [H+] 4.65x10-4

22 Ka 1.8x10-5; pH 2.92

23 0.95%i ; pH 1.12

24 %i= 2.45%; pH 10.87

25 Ka= 7.5x10-3; pH 0.52

26 %i= 2.12%; pH 2.07

27 Kb= 1.80x10-5; pH 11.28

28 13.17%i ; [OH-]= 3.95x10-3; pH 11.6

29 0.3N

30 0.75N

31 30mL

32 0.75mL

33 0.85N; Alto

122

ANEXO

123



SEMANA 13

AMORTIGUADORES O BUFFER

Elaborado por: Licenciado Fernando Andrade Barrios

1. Escriba la definición de buffer:

_________________________________________________________________________

_____________________________________________________

2. ¿Cuáles son los componentes de los siguientes amortiguadores?

BUFFER COMPONENTES

ÁCIDO

BÁSICO

3. Cuál es la función de una ácido débil en un buffer ácido?

_______________________________________________________________________

_________________________________________________

4. Cuál es la función de una base débil en un buffer básico? _______________________________________________________________________

_________________________________________________

5. Indique cual de los siguientes sistemas son Buffer:

Sistema Si / No

a) NaCl / HCl

b) Na2SO4 / NaHSO4

c) K2HPO4 / KH2PO4

d) NaNO3 / HNO3

e) NaI / HI

f) KCN / HCN

g) NH3 / NH4NO3

124

BUFFER SANGUÍNEOS 6. Indique los 3 sistemas buffer más importantes de la sangre:

a. b. c.

7. Principal buffer sanguíneo: __________________________________________________________

8. ¿Cuál de los componentes de los buffers actúan, con los siguientes cambios de pH:

H2CO3 / HCO3-

Acido sal

Se agrega ácido

Se agrega base

H2PO4- / HPO4

-2

Acido sal

Se agrega ácido

Se agrega base

9. ¿Cuál es el rango de pH normal de la sangre?:___________________________________________________

10. ¿Qué es acidosis?

_________________________________________________________

11. ¿Qué es alcalosis?

__________________________________________________________

12. ¿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

125

13. Complete los siguientes cuadros:

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:

Se encuentra la concentración de iones hidrógeno [H+]

[𝑯+] = 𝑲𝒂 ×[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶]

[𝑺𝑨𝑳 ]

126

Luego se calcula el pH:

𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑯+]

BUFFER BÁSICO:

Se encuentra 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

127

Calcule el pH de los siguientes sistemas buffer:

14. CH3COOH 0.25M y CH3COONa 0.15M Kb = 1.8 x10-5

15. amoníaco 0.35 M y nitrato de amonio 0.28M Kb=1.8 x 10-5

16. Etilamina (CH3CH2NH2) 0.35 M y Cloruro de etilamonio (CH3CH2NH3 + Cl-) 0.54 M. Si la

Kb= 5.2x10-4

17. Un paciente tiene crisis de ansiedad y está hiperventilando y sus resultados de

laboratorio son: H2CO3 : 0.0022 M y HCO3- : 0.034 M ¿Calcule el pH sanguíneo del

paciente? Ka = 4.3 x 10-7

Subraye: tiene acidósis o alcalósis?

128

BUFFER ÁCIDO QUE SE LE AGREGA:

CON LA ECUACIÓN DE HENDERSON- HASSELBACH

18. Una solución buffer se preparó con CH3COOH 0.4M y CH3COONa 0.5M y su

Ka=1.8 x 10-5

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 0.015 mol de HCl, ¿cuál será el valor de pH?

19. Un buffer formado por H2CO3 0.35 M Y NaHCO3 0.45 M, si la constante de ionización

Ka = 4.2 x 10-7 .

Calcular:

a. El pH buffer

b. ¿Calcule el pH del buffer luego de agregarle HCl 0.012 M?

c. ¿Calcule el pH del buffer luego de agregarle NaOH 0.012M?

ÁCIDO FUERTE

𝒑𝑯 = 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈[𝑺𝑨𝑳] − [𝑯+]

[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶] + [𝑯+]

BASE FUERTE

𝒑𝑯

= 𝒑𝑲𝒂 + 𝒍𝒐𝒈[𝑺𝑨𝑳] + [𝑶𝑯−]

[𝑨𝑪𝑰𝑫𝑶] − [𝑶𝑯−]

129

BUFFER BÁSICO QUE SE LE AGREGA:

20. Un buffer de amoníaco 0.10 M y cloruro de amonio 0.18 M 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?

21. 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 0.03 M

ACIDO FUERTE

BASE FUERTE

130

Lea La química en la salud: “Disoluciones amortiguadoras en la sangre “

y responda .

22. ¿ Qué sucede si hay cambios en el pH sanguíneo por debajo de 6.8 ó arriba de 8.0?

23. ¿Cuál es el Producto final del metabolismo celular?

24. ¿Qué pasa con el CO2 que se produce?

25. Explique cómo se produce el sistema buffer H2CO3 / HCO3- y escriba la ecuación de

equilibro:

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

27. ¿Cuál es la proporción ideal de H2CO3 / HCO3- para mantener el pH sanguíneo

normal?

RESPUESTAS

14) 4.52 15) 9.36

16) 10.53 17) 7.56 / alcalosis

18) a) 4.83 b) 4.87 c) 4.81

19) a) 6.48 b) 6.46 c) 6.51

20) a) 9.0 b) 8.86 c) 9.13

21) a) 10.54 b) 10.49 c) 10.60

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