QUIMICA GENERAL - Udabol Virtual

FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD
CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
RED NACIONAL UNIVERSITARIA
UNIDAD ACADÉMICA DE SANTA CRUZ
FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD
CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PRIMER SEMESTRE
SYLLABUS DE LA ASIGNATURA
QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA
Elaborado por : Ing. Roy Zabala Justiniano.
Dra. Silvia Coimbra Araúz .
Lic. Jhonny Olmos Rocha.
Gestión Académica 1/2013
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
UDABOL
UNIVERSIDAD DE AQUINO BOLIVIA
Acreditada como PLENA mediante R.M. 288/01
VISIÓN DE LA UNIVERSIDAD
Ser la Universidad líder en calidad educativa.
MISIÓN DE LA UNIVERSIDAD
Desarrollar la Educación Superior Universitaria con calidad y
Competitividad al servicio de la sociedad.
Estimado(a) estudiante:
El Syllabus que ponemos en tus manos es el fruto del trabajo intelectual de tus
docentes, quienes han puesto sus mejores empeños en la planificación de los
procesos de enseñanza para brindarte una educación de la más alta calidad. Este
documento te servirá de guía para que organices mejor tus procesos de aprendizaje
y los hagas mucho más productivos.
Esperamos que sepas apreciarlo y cuidarlo.
Fecha: Marzo de 2013
Aprobado por:
SELLO Y FIRMA
JEFATURA DE CARRERA
SYLLABUS
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SYLLABUS
QUÍMICA GENERAL E
INORGÁNICA
BQF-112
100 Horas
60 horas
40 horas
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NINGUNO
Asignatura:
Código:
Carga Horaria:
Horas teóricas
Horas Prácticas
Créditos:
Requisito:
I. OBJETIVOS GENERALES DE LA ASIGNATURA.
 Describir la clasificación de los compuestos inorgánicos que componen la tabla periódica de
elementos.

Aplicar la metodología general y espacial en el estudio experimental de los compuestos
inorgánicos.
 Desarrollar hábitos de observación, razonamiento, lectura, interpretación y expresión de los
datos e información adquiridos, así como de orden, limpieza y prolijidad en el trabajo
experimental.

Desarrollar ejercicios de estequiometría, soluciones, etc.
 Relacionar la importancia de los compuestos inorgánicos con áreas vitales como la salud y
alimentación.
II. PROGRAMA ANALÍTICO DE LA ASIGNATURA.
UNIDAD I: CONCEPTOS BÁSICOS.
TEMA 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA.
1.1.
1.2.
1.3.
1.4.
1.5.
1.6.
Materia, y estados de la materia.
Propiedades de la materia.
Cuerpo y sustancia.
Fenómenos físicos y fenómenos químicos
Mezclas homogéneas y heterogéneas
Nomenclatura y formulación química química.
TEMA 2. TEORÍA ATÓMICA.
2.1.
2.2.
2.3.
2.4.
El átomo. Estructura atómica
Concepto fundamental del átomo
Modelos atómicos.
Definición de las partículas de los componentes
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2.5.
2.6.
2.7.
2.8.
2.9.
Teoría actual del átomo.
Teoría atómica de Daltón
Modelo mecánico cuántico del Átomo.
Números y mecánica cuántica.
Configuración electrónica.
TEMA 3. TABLA PERIÓDICA.
3.1. Historia.
3.2. Ley periódica.
3.3. Clasificación actual
3.4. Propiedades periódicas
3.5. Períodos.
3.6. Conocimiento y propiedades de los elementos: Familias.
3.7 Características de período. Características de Grupo.
3.8 Serie periódica
UNIDAD II: FUNDAMENTOS Y RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS
TEMA 4 ESTEQUIOMETRÍA
4.1
4.2
4.3
4.4
4.5
4.6
4.7
4.8
4.9
4.10
4.11
4.12
Definición
Oxidación y Reducción.
Agentes oxidante y Agentes reductores.
Peso Molecular – Numero de Avogadro
Cálculos de composición porcentual
Métodos de igualación.
Método del ión electrón. Método REDOX
Leyes ponderales.
Estequiometria masa-masa.
Estequiometria masa-volumen o relación peso, volumen
Leyes de los gases ideales.
Ley combinada de los gases – Ley general de los gases
UNIDAD III: SOLUCIONES Y EQUILIBRIO QUIMICO E IÓNICO
TEMA 5. TEORIA DE LAS SOLUCIONES
5.1
Generalidades.
5.2
Solubilidad.
5.3
Los gases, relación entre la solubilidad y presión del gas
5.4
Preparación de las soluciones
5.5
Clasificación de las soluciones.
5.6
Soluciones hipotónicas, isotónicas, hipertónicas
5.7
Concentración de una solución.
5.8
Unidades de concentración.
5.9
Unidades físicas de concentración.
5.10 Porcentaje masa – masa y porcentaje masa - volumen
5.11 Unidades químicas de concentración.
5.12 Peso atómico. Conversión de gramos en mol o moléculas
5.13 Diluciones
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TEMA
6.1
6.2
6.3
6.4
6.5
6.6
6.7
6.8
6.9
6.10
6.11
6.12
6. EQUILIBRIO QUÍMICO.
Equilibrio químico.
Diferencias entre equilibrio químico y equilibrio físico.
Equilibrio homogéneo y equilibrio heterogéneo.
Cinética química
Leyes fundamentales de la química: Conservación de las masas.
Ley de combinación de elementos
Leyes de gay Lussac
Teoría cinética de los gases
Constante de equilibrio.
Principio de L´Chatelier.
Factores que modifican la velocidad de una reacción.
Las proteínas y su relación con la salud.
TEMA 7. ÁCIDO BASE
7.1 Definición.
7.2 Teorías de Ácidos y bases.
7.3 Teoría de Bronsted.
7.4 pH o potencial de hidrogenion. Potencial eléctrico de los ácidos
7.5 Ácidos fuertes y Bases fuertes.
7.6 Ácidos débiles y Bases débiles.
7.7 Hidrólisis
ACTIVIDADES A REALIZAR DIRECTAMENTE EN LA COMUNIDAD
III.
i.
Tipo de asignatura
Es una asignatura de apoyo
ii.
Nombre del proyecto
“Determinación de la densidad y el pH de la Leche no industrializada expendidos en
mercados de Santa Cruz “
iii.
Contribución de la asignatura al proyecto
La asignatura realizara la determinación del grado alcohólico y acidez de bebidas que se
expenden en mercados de la ciudad de Santa Cruz de la Sierra, principalmente en el distrito
donde sea designada la carrera para trabajar.
De acuerdo a las características de la carrera y de la asignatura las actividades a realizar, por
los diferentes grupos de estudiantes, han sido divididas en dos grupos.
a) Tendrán las características de trabajos prácticos con componente social y de duración
prolongada y sistemática donde participarán los alumnos en forma global o en grupos y
concluirán con la entrega del documento final que podrá ser un proyecto, una investigación o
las memorias del trabajo.
Tema de investigación: Determinación de la densidad y el pH de la leche no industrializada
expendidos en mercados de la ciudad de Santa Cruz
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Actividades a realizar durante el semestre
Trabajo a realizar por los
Localidad, aula o
estudiantes
laboratorio
Incidencia social
Fecha.
Organización de actividades del
proyecto
Aula
Reconocimiento de la zona de
trabajo
Mercado de la Ciudad Contacto con la
de Santa Cruz
población beneficiada
Toma de muestra
Mercado de la Ciudad Se
considera
los 13 al 15 de
de Santa Cruz
lugares de atención y mayo
presentación de los
productos
Análisis de datos e importancia
Aula
IV.
Implica una mejor
25 al 30 de
organización y por
marzo
tanto mejor atención en
la zona de trabajo
22 al 27 de
abril
Una forma de
24 al 29 de
reconocer, la
junio.
adulteración de la las
bebidas, e informar a la
población sobre la
calidad de estos
EVALUACION DE LA ASIGNATURA
 PROCESUAL O FORMATIVA
A lo largo del semestre se realizaran, repasos cortos y otras actividades de aula: además de los
trabajos de laboratorio presentando sus Gips, los WORK papers realizados en aula.
De igual forma los trabajos a realizarse en la comunidad o de “aula abierta” serán evaluados
según la participación del alumnado
Cada una de estas tareas será evaluada con la calificación entre 0 y 50 puntos. Como se detalla
a continuación:
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ACTIVIDAD
EVALUATIVA
Preguntas orales y
participación en clases
PARÁMETROS
PONDERACIÓN
FECHA
Conocimiento del tema 50 puntos
y participación en aula
En todas las clases
teóricas y prácticas.
Resolución de trabajos
y GIPs
50 puntos
TOTAL
50 puntos
Repasos
Resolución
de
problemas o ejercicios 50 puntos
25 al 30 de marzo
20 al 25 de mayo .
24 al 29 de junio.
TOTAL
50 puntos
 DE RESULTADOS DE LOS PROCESOS DE APRENDIZAJE O SUMATIVA (examen parcial o
final)
Las evaluaciones procesales serán sobre la nota de 50 puntos máximo y serán promediadas
para dar un máximo total de 50 puntos por parcial.
Se realizan 2 evaluaciones parciales con contenido teórico o práctico cada una de estas
evaluaciones serán sobre la nota de 50 puntos máximo.
Se realizará una evaluación final sobre la nota de 50 puntos máximo.
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CALENDARIO ACADÉMICO 1/2013
UNIVERSIDAD DE AQUINO BOLIVIA
Universidad plena por resolución ministerial 288/01
Nro
SEMANAS DEL
AL
EVALUACIONES
1ra.
2da.
3ra.
4ta.
5ta.
6ta.
7ma.
8va.
9na.
10ma.
11ra.
12da.
13ra.
14ta.
15va.
16ta.
17ma.
18va.
19na.
20va.
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
SEMANA
16 DE MARZO
23 DE MARZO
30 DE MARZO
06 DE ABRIL
13 DE ABRIL
20 DE ABRIL
27 DE ABRIL
04 DE MAYO
11 DE MAYO
18 DE MAYO
25 DE MAYO
01 DE JUNIO
08 DE JUNIO
15 DE JUNIO
22 DE JUNIO
29 DE JUNIO
06 DE JULIO
13 DE JULIO
20 DE
21 JULIO
DE JULIO
27
07 DE
DE JULIO
ABRIL
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
PRIMER PARCIAL
PRIMER PARCIAL
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
SEGUNDO PARCIAL
SEGUNDO PARCIAL
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
AVANCE DE MATERIA
EXAMEN FINAL
EXAMEN
FINAL
EXAMEN
FINAL
EX.
SEGUNDO
TURNO
PRIMER
PARCIAL
11 DE MARZO
18 DE MARZO
25 DE MARZO
01 DE ABRIL
08 DE ABRIL
15 DE ABRIL
22 DE ABRIL
29 DE ABRIL
06 DE MAYO
13 DE MAYO
20 DE MAYO
27 DE MAYO
03 DE JUNIO
10 DE JUNIO
17 DE JUNIO
24 DE JUNIO
01 DE JULIO
08 DE JULIO
15 DE
16JULIO
DE JULIO
22
02DE
DEJULIO
ABRIL
V. BIBLIOGRAFÍA
BIBLIOGRAFÍA BÁSICA
- Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 (Signatura topográfica: COD. 540 B11)
- Kennet whiten “Química general” 1992. (Signatura topográfica COD. 540 W 58)
- Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. (Signatura topográfica COD. 540 B81)
- Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. (Signatura topográfica COD 540 C249)
- Hein – Arena “Fundamentos de química” 2001.
BIBLIOGRAFÍA COMPLETARÍA
- Goñi juan “Química General” 2000 signatura topográfica: COD. 540 G58
- Chang, Raymond. “Química” 2002 signatura topográfica: COD. 540 Ch36
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VI. PLAN CALENDARIO
SEMANA
ACTIVIDADES
EVALUATIVAS
ACTIVIDADES ACADÉMICAS
1ra.
Avance de materia
2da.
Avance de materia
Presentación de la
asignatura
Unidad 1. Tema 1
Repaso, GIPS
Unidad 1.Tema 2
3ra.
Avance de materia
4ta.
Avance de materia
5ta.
Avance de materia
6ta.
Avance de materia
7ma.
Avance de materia
8va.
Avance de materia
9na.
Avance de materia
Preguntas orales, GIPS
1ra Incursión
Brigadas
Unidad 1.Tema 3
Repaso, GIPS
Unidad 2.Tema 4
Preguntas orales, GIPS
Unidad 2.Tema 4
Brigadas
Unidad 2.Tema 4
Avance de materia
Unidad 2. Tema 4
Brigadas
11ra.
Avance de materia
Unidad 3. Tema 5
12da.
Avance de materia
13ra.
Avance de materia
14ta.
Avance de materia
15ta.
Avance de materia
17va.
Avance de materia
Repaso, GIPS
Segunda Evaluación
Segunda Evaluación
Preguntas orales, GIPS
Unidad 3. Tema 6
Preguntas orales, GIPS
Unidad 3. Tema 7
Preguntas orales, GIPS
Unidad 3. Tema 7
Brigadas
Análisis de resultados
Unidad 3. Tema 7
Examen final
19ma
Examen final
20va
Examen de segunda instancia
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Preguntas orales, GIPS
3ra Incursión
Unidad 3. Tema 5
Avance de materia
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Preguntas orales, GIPS
Unidad 3. Tema 5
18ma
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Repaso, GIPS
Unidad 2.Tema 4
10ma.
16ma.
Preguntas orales, GIPS
2da Incursión
primera evaluación
Preguntas orales, GIPS
primera evaluación
Unidad 2.Tema 4
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Preguntas orales, GIPS
Presentación de notas
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Preguntas orales, GIPS
3ra Incursión
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Presentación de notas a
dirección académica
Presentación de notas a
dirección académica
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VII. WORK PAPER´S.
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 1
UNIDAD I: Tema Nº. 1
TÍTULO: Aspectos Generales
FECHA DE ENTREGA: 3 semana de clases
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 4 semana de clases
MATERIA, Y ESTADOS DE LA MATERIA.
Materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y se puede apreciar con los sentidos, (como
ser la forma, tamaño, textura etc.)
PROPIEDADES DE LA MATERIA.
Propiedades extensivas: son aquellas en las que depende de la cantidad de materia como la
masa, volumen etc.
Propiedades intensivas: son aquellas que no depende de la cantidad de materia como ser la
densidad, punto de fusión, punto de ebullición. etc
Realizar cálculos de densidad en cuerpos regulares e irregulares.
CUERPO Y SUSTANCIA.
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Un cuerpo es una porción de materia con forma definida y que tiene características externas, y
sustancia es el material del que esta constituido un cuerpo.
FENÓMENOS FÍSICOS Y FENÓMENOS QUÍMICOS
Fenómeno físico son cambios donde la materia no altera su estructura interna, se caracteriza por
ser reversible, ejemplo la ebullición del agua.
Fenómeno químico son aquellos cambios donde la materia cambia su estructura interna o
molecular, se caracteriza por ser irreversible, ejemplo la combustión del papel.
Fenómeno biológico son los cambios que ocurre en los seres vivos ejemplo el crecimiento,
respiración, digestión etc.
MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS
Materia
Mezclas
Mezclas
homogéneas
Elementos
Separación po métodos físicos
Mezclas
heterogéneas
Sustancias
puras
Compuestos
CAMBIOS DE ESTADO
Fusión
Evaporación
Condensación
Solidificación
Sublimación
Licuefacción
Sublimación
Vaporización
Fusión
Solido
Liquido
Gas
Solidificación
Condensación
Sublimación inversa
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CLASIFICACIÓN DE LAS ESCALAS DE TEMPERATURA
Escala Celsius
Escala Fahrenheit
Escala Kelvin
Escala Rankine
Celsius
Punto de Ebullicion
del agua
Punto de fusión
del a gua
El cero absol uto
Farenheit
Kelvin
Rankine
100 ºC
373 ºK
212 ºF
672 ºR
0 ºC
273 ºK
32 ºF
492 ºR
-273 ºC
0 ºK
-460 ºF
0 ºR
ºK-273 ºC ºF-32 ºR-492
=
=
=
100
100 180
180
Simplificando
ºK-273 ºC ºF-32 ºR-492
= =
=
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NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN QUÍMICA
Es el conjunto de reglas que enseñan a dar nombre a las sustancias químicas, es decir, es el
lenguaje de la química.
FUNCIÓN ÓXIDO.- Los óxidos son compuestos binarios que resultan de la combinación de los
metales con el oxígeno.
FUNCIÓN HIDRÓXIDO O BASE.- Los hidróxidos o bases son compuestos que resultan de
combinar los óxidos metálicos con el agua.
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FUNCIÓN ANHÍDRIDO.- Los anhídridos son compuestos binarios que resultan de la combinación
de los no metales con el oxígeno.
FUNCIÓN OXÁCIDOS.- Los oxácidos son compuestos que pertenecen a la función ACIDO y que
resultan de combinar los anhídridos con el agua.
CUESTIONARIO Nº 1 DEL WORK PAPER
CUESTIONARIO Nº 1A (primera parte)
1.- ¿Que es la densidad?
2.-Cual será la densidad de una sustancia que tiene una masa de 400gramos y un volumen de
200 ml.
3.- cuanto pesará 600 ml de una solución de cloruro de sodio que tiene densidad 1.5 g/ml.
4.- una solución de ácido tiene una masa de 800 gramos cuanto será su volumen si la densidad
es de 1.50 gr/ml
5.- Si tenemos 2800gr. de un reactivo líquido de laboratorio, el cual medidos en una probeta nos
da 200 ml de volumen ¿Cuál es su densidad de dicho reactivo ?
6.- Si un jarabe contra la anemia tiene una densidad 1.4 g/ml cuanto será la masa de un frasco
de 600 ml.
7.- Si un jarabe contra la anemia tiene una densidad 1.4 g/ml cuanto será la masa de un frasco
de 8 litros.
8.- Se tiene un cuerpo cúbico de madera, cada uno de sus lados tiene una longitud de 10 cm. el
cual pesado en la balanza analítica de la UDABOL nos da como resultado 4 Kg. ¿Cuál es su
densidad de dicha madera ?
9.- En una probeta esta contenido 200 ml de agua cuando se introduce un cuerpo irregular el nivel
del agua aumenta a 220 ml si dicho cuerpo tiene una masa de 60 g ¿cuanto será la densidad
de este?.
10.- En una probeta del laboratorio de la UDABOL esta contenido 250 ml de agua cuando se
introduce una piedra el nivel del agua llega hasta 280 ml si dicho cuerpo tiene una masa de
240 g ¿cuanto será la densidad de este?.
11.- ¿Que es la Temperatura?
12.- ¿Que significa “o” absoluto de temperatura ?
13.- Explique en forma clara y detallada los diferentes estados de la materia.
14.- Convertir 27 ºC a ºK.
15.- Convertir 40 ºC a ºK.
16.- Convertir 310 ºK a ºC
17.- Convertir 0 ºC a ºF.
18.- Convertir 40 ºC a ºF.
19.- Convertir 100 ºC a ºF.
20.- La temperatura corporal normal para los seres humanos es 98,6 ºF. Calcular en ºC
21.- Usted no se siente bien, de modo que va a consultar con el doctor. La enfermera le toma
la temperatura y esta es de 312 ºK ¿Tiene usted fiebre?
22.- El metal Galio puede fundirse con el calor de la mano ¿Cual es su temperatura en ºF y en ºK
23.- El nitrógeno líquido se utiliza para la congelación de alimentos. El líquido hierve a - 195,8 ºC
¿Cuál es su temperatura en ºF?
24.- ¿Que tiene una temperatura más alta, una muestra de agua a 60 ºC o una muestra de hierro
a 60 ºF?
25.- ¿Que tiene una temperatura más alta, una muestra de agua a 29 ºC o una muestra de hierro
a 310 ºK?
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
CUESTIONARIO Nº 1B (segunda parte)
1.-Escriba y desarrolle la formula de los óxidos de los siguientes metales: Li, K, Mg, Ca, Zn, Al,
Cu, Au, Fe, Pb.
2.-Escriba y desarrolle la formula de los hidróxidos provenientes de los siguientes metales: Li, Ba
, Zn, Al, Bi, Au, Fe, Co, Pb, Sn.
3.-Escriba y desarrolle la formula de los anhídridos de los siguientes no metales: Cl, Br, S, N, P,
B, C, Cr, Mn.
4.-Escriba y desarrolle la formula de los ácidos provenientes de los siguientes no metales: Br, S,
Se, N, P, Sb, C, Cr, Mn.
5.-Escriba y desarrolle la formula de las siguientes sales: Sulfato de sodio, Nitrato de sodio,
Carbonato de sodio, Sulfato doble de sodio y potasio, Sulfato ácido de potasio.
6.-Escriba y desarrolle la formula de las siguientes sales: Cloruro de sodio, Cloruro de potasio
,Cloruro de calcio, Sulfuro ácido de sodio, Sulfuro doble de sodio y potasio.
7.- Cuanto es el porcentaje de oxígeno en el ácido nítrico.
8.- Cuanto es el porcentaje de cloro en el ácido clorhídrico.
9.- Cuanto es el porcentaje de azufre en el ácido sulfúrico.
10.- Cuanto es el porcentaje de azufre en el anhídrido sulfuroso.
11.- Cuanto es el porcentaje de azufre en el anhídrido sulfúrico.
12.- Cuanto es el porcentaje de calcio en el óxido de calcio.
13.- Cuanto es el porcentaje de oxígeno en el hidróxido de calcio.
14.- Cuanto es el porcentaje de sodio en el hidróxido de sodio.
15.- Cuanto es el porcentaje de carbono en el anhídrido carbónico.
16.- Cuanto es el porcentaje del cloro en el anhídrido perclórico.
17.- Cuanto es el porcentaje de sodio en el sulfato de sodio.
18.- Realice la composición centesimal del hidróxido de potasio.
19.- Realice la composición centesimal del Sulfato de sodio.
20.- Realice la composición centesimal del Carbonato de calcio.
21.- Realice la composición centesimal del Nitrato de aluminio.
22.- Realice la composición centesimal del Sulfato de calcio.
23.- Realice la composición centesimal del Carbonato de Zinc.
24.- Realice la composición centesimal del hidróxido de aluminio.
25.- Realice la composición centesimal del Sulfato de plata.
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 2
UNIDAD: I Tema 2
TÍTULO: Estructura atómica
FECHA DE ENTREGA: 4 semana de clases
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 5 semana de clases
Hacia el 1800, el profesor inglés John Dalton recogió la idea del átomo que dio el filosofo
Demócrito, si bien esta vez basándose en métodos experimentales. Mediante el estudio de las
leyes ponderales, concluye que:
 la materia está constituida por partículas indivisibles (átomos),
 todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales,
 los átomos de elementos diferentes son también diferentes.
MODELO ATÓMICO DE DALTON.En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido
de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son:
La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades, todos los
átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos
distintos tienen propiedades diferentes.
Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones
fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación
de números enteros o fracciones sencillas.
En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún
átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.
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MODELO ATÓMICO DE THOMPSON.En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En
tubos de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a
10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se
llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros).
Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible.
Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en
la que se encuentran incrustados los electrones.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos. Hizo
incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente de
masa mucho mayores que el electrón y dotadas de energía cinética alta. En el choque observó
distintos comportamientos:
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 la mayoría atravesaban la lámina sin desviarse
 Algunas se desviaban
 Muy pocas retrocedían
Esta experiencia implicaba:
 Que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban
 Que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se
desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones
que de choques.
Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba fallos:
 Según la teoría clásica de electromagnetismo, una partícula eléctrica acelerada emite energía.
Y el electrón girando el torno al núcleo está sometido a una aceleración centrípeta por lo que
irradiaría energía, perdería velocidad y, por fin, caería al núcleo desestabilizando el átomo.
Pero
 Como el átomo de hecho es estable, las cosas no pueden ocurrir según el modelo de
Rutherford.
 No explicaba los espectros
MODELO ATÓMICO DE BOHR.-
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Para salvar los inconvenientes del modelo anterior, N Bohr estableció una serie de postulados
(basados en la teoría de Planck y los datos experimentales de los espectros) que constituyen el
modelo atómico de Bohr:
Admitió que hay ciertas órbitas estables en las cuales los electrones pueden girar alrededor del
núcleo sin radiar energía.
Introduce un número n, llamado número cuántico principal, que da nombre a las distintas
órbitas del átomo.
TEORIA ACTUAL DEL ÁTOMO
Principio de incertidumbre Werner Heisenberg. Según el cual no puede ser conocida con
exactitud y simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de un electrón.
Niveles estacionarios de energía de Bohr. Existen regiones del espacio donde el electrón no gana
ni pierde energía y el paso de una región a otra siempre se produce ganancia o pérdida de
energía.
Dualidad de la materia De Broglie. La materia es igual que la energía, tiene doble carácter es
corpuscular y ondulatoria al mismo tiempo.
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.A) NÚCLEO ATÓMICO.
B) ENVOLTURA ATÓMICA
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
1s2
3p6
Electrones
Sub-nivel
Nivel
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2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
4d10 4f14
5s2
5p6
5d10 5f14
6s2
6p6
6d10
7s2
7p6
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1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s 2 5f14 6d10 7p6
Números cuanticos
SUB-NIVEL
ORBITALES
No. cuantico " "
No. cuantico "ml "
s
1=
0
p
3=
1
-1 ; 0 ; +1
d
5=
2
-2 ; -1 ; 0 ; +1 ; +2
f
7=
3
-3 ; -2 ; -1 ; 0 ; +1 ; +2 ; +3
0
CUESTIONARIO Nº 2 DEL WORK PAPER
1.- Explique el modelo atómico de Thompson.
2.- Explique el modelo atómico de Rutherford.
3.- Explique la teoría atómica Bohr.
4.- ¿Que indica el principio de incertidumbre?
5.- Describa la estructura del átomo
6.- ¿Qué es la configuración electrónica?
7.- ¿Que es el orbital?
8.- ¿Qué representa los números cuánticos l y m
9.- ¿Por que se caracterizan los gases nobles?
10.- Para el elemento Z = 28 determinar:
a) Configuración electrónica
b) Capa de valencia
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WORK PAPER # 3
UNIDAD: I Tema: 3
TÍTULO: Tabla periódica
FECHA DE ENTREGA: 5 semana de clases
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 6 semana de clases
En 1869 el químico Ruso Dimitri Mendelev y el alemán Lotear Meyer, publicaron por separado
ordenamientos de los elementos conocidos hasta entonces.
Mendelev se basó en sus propiedades químicas de los elementos y Meyer en sus propiedades
físicas; las tabulaciones fueron muy similares, ambas indicaban PERIODICIDAD (repetición
periódica).
Mendelev ordenó los elementos conocidos según el aumento de sus pesos atómicos en
secuencias sucesivas, de manera que los elementos con propiedades químicas similares
quedasen en la misma columna. Observó, que tanto las propiedades físicas como químicas de los
elementos variaban en forma periódica según el peso atómico, (en 1872 se conocía sólo 52
elementos.
Debido a que el ordenamiento de Mendelev se basó en el aumento del peso atómico varios
elementos quedaron fuera de sitio en su tabla (es decir una casilla para varios elementos).
La resolución a este problema de los elementos “fuera de sitio” tubo que aguardar al desarrollo
del concepto de de número atómico, entonces pudo formularse la “Ley Periódica”.
LEY PERIÓDICA.
La ley periódica indica, que si ordenamos los elementos conforme al aumento de sus números
atómicos, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas
similares.
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA.
La Tabla Periódicas está clasificada en filas horizontales o Periodos y en columnas verticales o
Grupos o Familias.
PERÍODO.
Son las Filas Horizontales, se encuentran numeradas del 1 hasta el 7 los periodos 1, 2,3 se
llaman Periodos Cortos porque comprenden pocos elementos y los restantes se denominan
Periodos Largo porque comprenden un número mayor de elementos.
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El periodo 7 actualmente presenta 27 elementos pero este número puede aumentar por el
descubrimientos de nuevos elementos, por eso se le denomina periodo incompleto. Los
elementos que se encuentran dentro de un mismo periodo tienen propiedades que cambian en
forma progresiva a través de la tabla.
GRUPOS O FAMILIA.
Son las columnas verticales de la tabla divididas en dos grupos el A y el B, existiendo 8 grupos
del A y 8 del B. Los elementos de u grupo o familia tienen propiedades físicas y químicas
similares. Algunos de ellos presentan nombres comunes. Ejemplo:
Grupo
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VI
VIIA
VIII
Grupo
IB
CV
Metales Alcalinos
Metales Alcalino-Térreos
Térreos
Familia del Carbono
Familia del Nitrógeno
Familia del Oxígeno
Halógenos
Gases Nobles
ns1
IIB
IIIB
ns2
ns2np1
IVB
VB
ns2np2
ns2np3
VIB
ns2np4
VIIB
VIIIB
ns2np5
ns2np6
VIIIB
VIIIB
Cu
Zn
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
CV
nd10(n-1)s1
nd10(n-1)s2
nd1(n-1)s2
nd2(n-1)s2
nd3(n-1)s2
nd5(n-1)s1
nd5(n-1)s2
nd6(n-1)s2
nd7(n-1)s2
nd8(n-1)s2
CARACTERÍSTICAS DE PERÍODOS.
Un periodo presenta en su átomo tantos niveles de energía como indica el número del periodo,
por ejemplo todos los elementos del periodo tres presentan 3 niveles de energía en su átomo.
Las propiedades de los elementos varían progresivamente a lo largo de un periodo.
El número atómico “z” va aumentando de uno en uno a lo largo de un periodo. El peso atómico
también va aumentando aunque no, de uno en uno. Existiendo excepciones como la pareja
(Argón Potasio).
CARACTERÍSTICAS DE GRUPO.
Cada grupo vertical es una familia de elementos con propiedades semejantes, estos se debe a
que presentan igual número de electrones en su último nivel de energía.
Los elementos del grupo A tienen en su último nivel de energía “tantos electrones como indica su
número de grupo”. Todos los elementos del grupo 1A tienen un solo electrón en su último novel
de energía, los elementos del grupo 2A, presentan 2 electrones en su último nivel de energía, los
del 7A; siete electrones.
Los elementos del grupo B presentan muchas excepciones por ejemplo los elementos del grupo
3B sólo tiene un electrón en su último nivel de energía.
Todos los elementos de un mismo grupo o familia presentan propiedades semejantes, por
ejemplo, los Metales Alcalinos (1A), presentan pH básicos, y son metales, los del 7A son
formadores de sales, los del 8A son gases, etc.
SERIE PERIÓDICA.
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Los elementos que componen la tabla se encuentran divididos en cuatro series:
1.- Gases Nobles.
2.- Elementos Representativos.
3.- Elementos de Transición Externa.
4.- Elementos de Transición Interna.
GASES NOBLES.
Con excepción del Helio estos elementos presentan 8 electrones en su último nivel de energía, y
sus estructuras pueden representarse como ns2 np6.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS.
Los elementos del grupo A de la tabla periódica se llaman elementos representativos, sus niveles
de energía mas altos se encuentran parcialmente ocupados y sus últimos electrones se
encuentran en los subniveles de tipo s o p.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN EXTERNA.
Los elementos del grupo B, con excepción del 2B, se consideran como transición entre los
elementos alcalinos que forman los hidróxidos de la izquierda y los que forman ácidos de la
derecha. Todos ellos son metales, de manera estricta los elementos del grupo 2B, no son
metales, pero suelen estudiarse juntos con los metales de transición externa porque sus
propiedades químicas son similares.
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA.
Estos elementos presentan sus últimos electrones en subniveles de tipo”f”. Todos son metales y
se localizan entre los grupos 3B y 4B de la tabla.
Los metales Transición Interna se dividen en dos series:
La primera serie “Lantánidos”, que va desde z 58 Cerio hasta el z71 Lutecio.
La segunda serie “Actínidos”, que va desde el z90 Thorio, hasta z 103 Lawrencio.
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Tabla Periodica
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CUESTIONARIO Nº 3 DEL WORK PAPER
1.- ¿Quienes confeccionaron la primera tabla periódica?
2.- ¿Que nos indica la “Ley Periódica”?
3.- ¿Como se clasifica la tabla Periódica?
4.- Indique las características del Periodo.
5.- Indique las características del Grupo.
6.- Que es la energía de ionización
7.- Que elemento tiene mayor energía de ionización Cr o Co
8.- Cual grupo es más electronegativo IIB o IIIB
9.- ¿En que sentido aumenta el carácter metálico de los elementos en la tabla periódica?
10.- ¿que es la electronegatividad?
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WORK PAPER # 4
UNIDAD II: Tema 4
TÍTULO: Estequiometría
FECHA DE ENTREGA: 7 semana de clases
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 11 semana de clases
REACCIONES REDOX
Una reacción redox es aquella en la que uno de los compuestos se reduce y el otro se oxida, de
ahí su nombre.
El reactivo que se oxida está perdiendo electrones que luego cogerá el que se reduce. Y el que se
reduce está ganado los electrones que el otro ha soltado. Antiguamente lo que se creía era que el
que se oxidaba ganaba oxígeno, en realidad esto era bastante cierto, solo que era incompleto,
pues el perder electrones el que se oxida se une con el oxígeno para tener los electrones
necesarios.
EJ:
Fe + O2 → Fe2O3
2PbO → 2Pb + O2
- AGENTES OXIDANTES
El oxidante es aquel de los compuestos que forman parte de una reacción redox que es capaz de
oxidar a la otra y que a su vez esta es reducida por la otra.
EJ:
Cu → Cu2+ + 2e(el cobre se oxida y es capaz de soltar electrones)
+
Ag + e- → Ag
(la plata se reduce y es capaz de coger electrones)
No se puede producir la reacción contraria porque el cobre es muy mal oxidante y la plata muy
mala reductora
Son buenos oxidantes: O2, H2 O2 MnO4- ,Cr2O7= y H2SO4
- AGENTES REDUCTORES
El reductor es aquel de los compuestos que forman parte en la reacción redox capaz de reducir al
otro y que a su vez esta es oxidada por la otra.
Son buenos reductores: Los no metales y los metales de izquierda a derecha Cu, Hg, Ag Au.
- NÚMERO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto.
Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto
EJ:
NaCl → Na+ + ClCarga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene.
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EJ:
H2O → 2H+1 + O-
MÉTODOS DE IGUALACIÓN
Reducción de 3 e+5
0
HNO3 +
+2
Cu
-2
Cu(NO3 )2 + NO + H2 O
Oxidación de 2 e -
Se conocen al menos tres métodos de igualación
1.- Simple Tanteo
2.- Cambio de Valencia
3.- Ión electrón
SIMPLE TANTEO.Este método consiste en igualar la ecuación colocando coeficientes arbitrarios con tal de igualar la
ecuación.
POR CAMBIO DE VALENCIA.La oxidación de una sustancia sólo es posible si al mismo tiempo se realiza la reducción de la
otra. Para ajustar las reacciones químicas se realizan los siguientes pasos:
1.- Hallar el número de oxidación de cada uno de los elementos químicos que intervienen en la
reacción, valiéndose de las siguientes reglas:
a) Los átomos y moléculas tienen un número de oxidación igual a cero.
b) El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxidos que es -1.
c) Identificar los elementos que cambian de valencia.
d) Realizar el intercambio del número de oxidación.
e) igualar primero los metales, no metales, el hidrógeno y finalmente el oxígeno.
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría es el cálculo de las cantidades de sustancia que toman parte en las reacciones
químicas
Este cálculo se basa en las llamadas Leyes Estequimétricas, las cuales son de dos clases:
ponderales y volumétricas.
Estas son leyes descubiertas por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que en
una reacción química cumplen los pesos de las sustancias reaccionántes y de los productos de la
reacción.
LEYES PONDERALES
Son las que se refieren a los pesos, o más propiamente, a las masas de las sustancias.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. (Lavoisier)
“En toda reacción química, la masa total de las sustancias no aumenta ni disminuye: permanece
constante”.
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Aplicamos esta ley cada vez que igualamos una ecuación química, porque números iguales de
átomos en ambos miembros muestran también masas iguales.
LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE. (Proust)
Los elementos siempre se combinan respetando una relación de masa fija y característica para
cada compuesto.
Por esto cada sustancia tiene siempre una misma composición, con determinado porcentaje para
cada uno de los elementos, y esto hace que cada sustancia tiene su propia fórmula.
Gracias e a esta ley, podemos utilizar la fórmula de un compuesto químico para realizar diversos
cálculos estequimétricos.
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES. (Dalton)
“Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos, se prueba que empleando
masas iguales para uno de los elementos, las del otro toman valores que son una serie de
números múltiplos sencillos”.
LEY DE LAS MASA EQUIVALENTES. (Richter-Wenzel)
“Las masas de dos o más elementos que pueden combinarse exactamente con una misma de
otro tomado como patrón, son masas equivalentes, porque pueden sustituirse unos a otros y
pueden, además, combinarse exactamente entre sí”.
LEYES VOLUMÉTRICAS
Las leyes volumétricas son las que se refieren a los volúmenes de las sustancias gaseosas que
participan e las combinaciones químicas.
- Ley de los volúmenes de combinación de los gases.
- Ley de avogadro.
LEYES DE LOS GASES IDEALES
LEY DE BOYLE-MARIOTTE.
“A una temperatura constante, el volumen de una masa fija de un gas varia inversamente
proporcional con la presión”, es decir, a mayor presión menor volumen o viceversa
Su expresión matemática es:
P1V1  P2V2
LEY DE CHARLES.
“A presión constante, el volumen de la masa de un gas varia directamente proporcional con la
temperatura absoluta”, es decir que el volumen aumenta a medida que se incrementa la
temperatura.
Su expresión matemática es
V1 V2

T1 T2
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LEY DE GAY-LUSSAC.
A volumen constante, la presión de una determinada masa de gas, es directamente proporcional
a la temperatura absoluta, matemáticamente es expresa por:
P1 P2

T1 T2
LEY COMBINADA DE LOS GASES IDEALES.
Esta ley se deduce combinando las leyes anteriores y se puede enunciar de la sig manera
Para una masa fija de gas el volumen de esta varia en forma directamente proporcional con la
temperatura absoluta e inversamente proporcional con la presión.
P1 *V1 P2 *V2

T1
T2
ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES
Aplicando La ley combinada de los gases y tomando en cuenta la hipótesis de Avogadro, que
establece que:
“Volúmenes iguales de diferentes gases contiene cantidades iguales de moléculas a la misma
temperatura y presión”
Esto quiere decir que el volumen de un mol de un gas es el mismo para todos los gases, en
condiciones normales de presión y temperatura (1 atm. 0°C). Si se cambia las condiciones de
presión y temperatura, se obtiene un nuevo volumen, que también seria el mismo para todos los
gases ideales.
Estas relaciones matemáticamente están expresadas con la ecuación general de los gases
ideales
PV = nRT
DONDE:
P
V
n
R
T
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=
=
=
=
=
Presión del gas
Volumen que ocupa el gas.
Numero de moles de gas.
Constante universal de los gases.
Temperatura a la que se encuentra el gas.
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CUESTIONARIO Nº 4 DEL WORK PAPER
1.
2.
3.
4.
5.
¿Qué es la estequiometría?
¿Cuántos métodos de igualación se conocen?
¿Cuántas clases de leyes pondérales se conocen?
¿Qué son las leyes volumétricas?
Iguale las siguientes reacciones
a) Acido sulfhídrico + acido nítrico produce acido sulfúrico + monóxido de nitrógeno y
agua
b) Cloro molecular + hidróxido de potasio produce cloruro de potasio + clorato de
potasio y mas agua
c) Sulfuro cúprico + acido nítrico produce nitrato cúprico + azufre + monóxido de
nitrógeno mas agua
d)
KMnO4 + HCl
NaOH
+
HNO3 +
MgCl2 + KCl + Cl2 + H 2O
Cl2
NaCl + NaClO3 +
Mg
H2O
Mg(NO3)2 + N2 + H 2O
6. En la reacción carbonato de sodio + acido nítrico se produce nitrato de sodio + dióxido de
carbono + agua. a. Calcular el número de gramos de nitrato de sodio que se producen a
partir de 53 gramos de carbonato de sodio.
7. Dada la siguiente reacción:
C +
O2
CO2
¿Calcular el reactivo límite, si se combinan 20 gramos de carbono con 10 gramos de
oxígeno.
8. En la reacción Hidrógeno + oxígeno produce agua.
Calcular el número de gramos de agua que se produce a partir de 64 gramos de oxígeno.
9.- El volumen de un gas es de 20 ml. a 800 mm Hg. de presión, calcular el volumen del mismo
gas a 4000 mm Hg, si el proceso se desarrolla a temperatura constante.
10.- Una masa de oxigeno ocupa un volumen de 6 lts. Sometido a una presión de 380 mm Hg ,
determinar el volumen del mismo gas a la presión atmosférica, si la temperatura se mantiene
constante a 30 °C.
11.- Un gas ocupa un volumen de 80 litros a una presión de 500 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará
la presión de 200 cm Hg. manteniendo constante la temperatura?
12.- A temperatura constante , un gas ocupa un volumen de 512 litros a la presión de 190 mm
Hg. ¿ Que volumen ocupará dicho gas a la presión de 2 atm.?.
13.- A una presión de 60 cm Hg. una masa gaseosa ocupa un volumen de 140 ml. , Calcular a
que presión tenemos que someter el gas para que su volumen se reduzca a 20 ml., manteniendo
su temperatura constante.
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14.- Una masa de Neón ocupa un volumen de 60 ml, a 600 °K, si se baja la temperatura a 400 °K
, determinar el nuevo volumen, siendo que permanece constante la presión durante todo el
proceso.
15.-Una muestra de gas ocupa 600 ml. A 27ºC. ¿ Cuál será su volumen a -10 ºC , si se mantiene
constante la presión ?
16.-Un gas ocupa un volumen de 800 ml. A 400 °K,
mantiene constante la presión ?
¿ Cuál será su volumen a 0 ºF , si se
17.- A presión constante , un gas ocupa un volumen de 0.6 m3 y una temperatura 300 °K, ¿ Que
volumen ocupará dicho gas si se baja la temperatura a -13 ºC ?.
18.- A presión atmosférica constante , el nitrógeno ocupa un volumen de 50 litros y una
temperatura 300 °K, ¿ Cuál será su temperatura final del nitrógeno si se disminuye su volumen a
30 litros ?.
19.-Si la presión de una muestra gaseosa se eleva de 1520 mm Hg. a 6 atm. , siendo la
temperatura inicial de 27 ºC. ¿ Cuál será la temperatura final si no hay variación del volumen ?
20.- Se tiene un tanque de hidrógeno a 31 °C y 4 atm, determinar la presión interna del gas,
cuando el tanque se calienta a 200 °C. manteniendo constante su volumen.
21.- Una cierta cantidad de gas contenida en un recipiente a una temperatura de –23 °C , y
presión de 200 cm Hg. , si el gas se calienta a 40 °C. calcular su nueva presión (en atmósfera).
Siendo que el volumen permanece constante durante todo el proceso.
22.- Manteniendo constante el volumen se tiene un tanque de oxígeno a 41 °F y 834 mm Hg,
determinar la nueva presión del gas, cuando el tanque se calienta a 100 °C. .
23.- El volumen de la espiración humana normal es de 500ml. a 760 mm Hg. De presión y 37°C
de temperatura.
Si con este aire espirado, se llena un globo, hasta un volumen de 100 ml.
¿ A que presión se encuentra el aire dentro del globo. Si la temperatura ambiente es de 27°C?
.
24.- Que volumen ocupara 4 gramos de dióxido de carbono a 20 °C , y 2 atm. De presión.
25.- Calcular la densidad del metano a 17 °C , y 5 atm. De presión.
26.- La densidad del monóxido de carbono es de 3.17 gr/lts. A -20 °C . y 2.35 atm. De presión, ¿
cuál será su peso molecular aproximado? .
27.- Que volumen ocupará 2 gr. De dióxido de azufre a 18°C y 760 mm Hg
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 5
UNIDAD III: Tema 5
TÍTULO: Soluciones
FECHA DE ENTREGA: 12 semana de clases
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 14 semana de clases
Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos
estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales
características. Bastantes propiedades de las soluciones dependen exclusivamente de la
concentración. Algunos ejemplos de soluciones son: agua salada, oxígeno y nitrógeno del aire, el
gas carbónico en los refrescos, etc.
La sustancia presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de solvente, y a la de menor
cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta
El soluto puede ser un gas, un líquido o un sólido, y el solvente puede ser también un gas, un
líquido o un sólido. El agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un
líquido (agua).
SOLUBILIDAD
La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de
un soluto es la cantidad de este.
Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier
proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más
azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada.
La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se
define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la
mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el
caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido
aumenta a medida que disminuye la temperatura.
En general, la mayor solubilidad se da en soluciones que moléculas tienen una estructura similar
a las del solvente.
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SOLUBILIDAD DE LAS SALES Y BASES EN AGUA A 18 ºC
K+
Na+
Li+
Mg++
Ba++
Sr++
Ca++
Zn++
Pb++
Ag+
Cl
32,95 35,86 77.79
55.81
37.24
51,09
73.19
203.0
1,49
1,4*10-4
Br
65,86 88,76 168.7
103.1
103,6
96,52
143.3
478.2
0,97
1*10-3
I
137.5 177,9 161,5
148,2
201,4
169.2
200.0
419.0
0.08
3,0*10-7
F
92,56
0,27
0,0076
0,16
0.012
0.0016
0.005
0,06
195.4
30,34 83,97 71,43
74,31
8.74
66.27
121.8
117,8
51.66
213.4
N03
4,44
ClO3
6,6
97,16 313.4
126,4
35,42
174.9
179,3
183
150.6
12.25
BrO3
6,38
36,67 152.5
42,86
0.8
30
85.17
58.43
1.3
0.59
IO3
7,62
8,33
80,43
6,87
0,05
0,25
0.25
0.83
0.002
0.004
SO4
11,11 16,83 35,64
35.43
2.3*10-4
0,011
0.20
53,12
0,0041
0.55
CrO,
63,1
73
3,8*10-4
0,12
0,4
—
2,10-5
0.0025
0,0035
(COO)2 30,27
108
CO3
OH
61,21 111,6
3,34
7,22
0,03
0.0086
0,0046 5,6*10-4 7,9*10-4 0,0001
19,39
1,3
0,1
0.0023
0,0011
0,0013
—
0.0001
0,003
0,001
3,7
0,77
0.17
0,0005
0.01
0,002 (?)
142,9 116,4 12,04
* La solubilidad de la sal esta expresada en gramos de la sal anhidra disueltos por 100 ml de agua
SOLUCIONES ACUOSAS
El agua es la biomolécula más abundante del ser humano, constituye un 65-70 % del peso total
del cuerpo. Esta proporción debe mantenerse muy próxima a estos valores para mantener la
homeóstasis hídrica, por lo contrario el organismo se ve frente a situaciones patológicas debidas
a la deshidratación o la retención de líquidos. La importancia del estudio de la biomolécula agua
radica en el hecho de que la totalidad de las reacciones bioquímicas se realizan en el seno del
agua, todos los nutrientes se transportan en el seno del agua.
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Uno de los aspectos más importantes de la aplicaron de moles y equivalentes gramos es la
preparación de soluciones, para lo cual se lo clasifica en dos formas:
- Concentración en unidades físicas
a) Porcentaje masa – masa: Corresponde a los gramos soluto contenidos en 100
gramos de solución
b) Porcentaje masa – volumen: Corresponde a los gramos de soluto contenidos 100
ml de solución
c)
Porcentaje volumen – volumen: Corresponde a los ml de soluto contenidos en 100
ml de solución
Nota: La densidad de una solución expresa la relación que existe entre la masa y el volumen que
ocuparía esta masa. Lo cual es muy útil para efectos de realizar cálculos en las diferentes
unidades de concentración
- Concentración en unidades químicas
a) Molaridad (M): Corresponde al numero de moles de soluto contenidos en 1 litro de
solución
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b) Normalidad (N): Corresponde al numero de equivalentes gramos de soluto
contenidos en 1 litro de solución
Diluciones
Concentración inicial x volumen inicial = concentración final x volumen final
Formulario:
masa sol = masa sot + masa solv
M=
mol de sot
1 lt sol
N=
eq de sot
1 lt sol
ppm=
mg de sot
1 lt sol
g de sot
%m/m=
*100%
g de sol
g de sot
%m/v=
*100%
ml de sol
CUESTIONARIO Nº5 (a) DEL WORK PAPER
UNIDADES FISICAS
1.- Calcular el porcentaje de permanganato de potasio en cada una de las siguientes soluciones?
a).- 30g, de permanganato de potasio en 170g de solución
b).- 30g de permanganato de potasio en 170g de agua
R.-
a) 17,64%
b) 15%
2.- Se disuelve 7g de hidróxido de potasio en 97 g de agua ¿Cuál es el porcentaje en masa de hidróxido de
potasio?
R.-6,73%
3.- Se disuelve 40g de nitrato cúprico en 0,15 Kg. De agua ¿Cuál es el porcentaje en masa de soluto y solvente?
R.- 21,059% de nitrato cúprico y 78,95% de agua
4.- Calcular la masa en gramos de bromato de sodio que hay en las siguientes soluciones:
a) 500g de solución de bromato de sodio al 6%
b) 115g de solución de bromato de sodio al 0,1%
R.- a) 30g
b) 0,115g
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5.- Una solución tiene 19% del peso de ácido carbónico ¿Cuántos moles de ácido carbónico están en 450g de
solución?
R.- 1,379 moles
6.- ¿Cuantas gramos de ácido clorhídrico concentrado de 37% en peso, darán 20g de ácido clorhídrico?
R.- 54,05g
7.- Qué peso de nitrato de calcio se necesita pasa preparar 200ml de una solución que tenga 80mg de nitrato de
calcio por ml?
R.- 16g.
8.- Se necesita preparar 350 g de una dilución de bromuro ferroso al 13,7% en peso ¿Cuántas gramos de
bromuro ferroso y agua se necesitan?
R.- 47,95g de bromuro ferroso y 302,05g de agua
9- Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g ácido sulfúrico por litro de solución tiene una densidad
de 1,339 g/ml ¿Calcular el porcentaje de soluto?
R.- 43%
10.- ¿Cuánto carbonato de sodio decahidratado y agua, debe pesarse para preparar 200g de solución al 10% de
carbonato de sodio?
R,- 53,96 g carbonato de sodio decahidratado y 146,04 g de agua
11.- ¿Cuánto dicromato de potasio debe preparase para preparar 500ml de una solución acuosa que contenga
900mg de K por litro?
R.- 1,696g dicromato de potasio
12.- Una solución de ácido sulfúrico al 34% tiene una densidad de 1,293 g/ml ¿Cuántos gramos de Ácido
sulfúrico hay en 200ml de dicha solución?
R.- 87,924g
13.- Calcularla concentración en tanto por ciento de soluto de una solución obtenida al disolver 8,5g de yodo (12)
en 200ml de alcohol de densidad igual a 0,8 g/ml.
R.- 5,0447%
14¿Cuánt o sulfato de magnesio hepta hidratado se debe pesar para preparar 500g de una disolución al 12,5%
de sulfato de magnesio?
R.- 128g de sulfato de magnesio hepta hidratado
15.- La solubilidad del yodo en alcohol al 95% es 14,8g por 100g de alcohol ¿Calcular la concentración en tanto
por ciento de una solución saturada?
R.-12.89%
16.- Calcule el número de moles y de equivalente gramo que hay en 200 ml de una solución de ácido sulfúrico
cuya concentración es 97% en peso y densidad 1,84 g/ml
R 3,64 moles; 7,28 equivalente gramo
17.- A partir de 400 g de una solución al 15%en masa de ácido sulfúrico, se eliminaron por evaporación 100g de
agua. Hallar el tanto por ciento en masa del ácido sulfúrico en la solución resultante.
R 20%
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18.- ¿Cuantos gramos de cloruro de sodio deben añadirse a 300g de agua para obtener una solución al 10% de la
sal?
R. 33.3 g
19.- Determinar el tanto por ciento en masa de sustancia en una solución obtenida mezclando 300g de una
solución al 25% en masa y 400g de una solución al 40% en masa de dicha sustancia.
R, 33,57%
20.- A 400ml de ácido nítrico al 32% en masa y de densidad 1,2g/ml, se añadieron 1 litro de agua. Hallar el tanto
por ciento en masa de ácido nítrico, en la solución obtenida
R. 10,38%
21.- Hallar el tanto por ciento en masa de ácido nítrico en una solución de 1 litro la cual contiene 224g de ácido
nítrico y una densidad de 1,12 g/ml
R.- 20%
22.- A partir de400g de una solución al 20% en masa durante el enfriamiento se separaron 50g de solvente.
Hallar el tanto por ciento en masa de esta sustancia en la solución resultante.
R. 22,85%
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CUESTIONARIO Nº5(b) DEL WORK PAPER
UNIDADES QUIMICAS
1.- Una muestra de 0,15 moles de cloruro férrico se disolvió en agua para dar 200ml de disolución ¿Cuál es la
molaridad de la solución?
R.- 0,75 M
2.- Calcular la cantidad de sustancia disuelta en 1 litro de solución que tiene las siguientes soluciones.
a) 2,5 M de sulfato de sodio
b) 0.75M de sulfato de zinc
R.- a) 355,2g
b) 121,1g
3.- Una solución de nitrato cúprico contiene 100mg de la sal por ml, calcular la molaridad de la solución?
R.- 0,533 M
4.- Calcular la molaridad de las siguientes soluciones, a) 50g hidróxido de calcio en 500ml de solución
R.- a) 1.35M
5.- Calcular la Molaridad de una solución preparada con 11,23g NaCI disueltos en 50 ml, de solución.
R.- 3,84 M
6.- Se han mezclado 400 mililitros de solución 0,6 M de NaCI con 900 mililitros de solución 0,05 M del mismo
soluto. Calcular la molaridad de la solución resultante.
R.- 0,22M
7.- Calcularla concentración molar de una solución de ácido sulfúrico de densidad 1,198g/ml que contiene 27%
en peso de ácido sulfúrico
R.- 3.3 M
8.- ¿Cuántos gramos de nitrato de sodio se necesita para preparar 500 ml de solución 0,5M
R.- 21,25 g .
9.- ¿Qué molaridad tiene una solución al 3,5%de NaCI? La densidad es de 1,029 g/ml R.-0,615 M
10.- ¿Cuántos gramos de sulfato de aluminio se necesita para preparar 300 ml de solución 0,2M
R.- 20,52 g
11.- ¿Cuál es la molaridad de una solución de ácido nítrico, si la solución tiene 3 5% en masa de ácido nítrico, y
tiene una densidad de 1,21 g/ml
R-6.72M
12 - Calcular el número de moles de soluto en cada una de las siguientes soluciones: a) 5 litros de solución 3,1 M
R- 15,5 moles
13.- Calcular la molaridad de una solución de ácido yódico si la solución tiene 25% en masa de ácido yódico, y
tiene una densidad de 1,21 g/ml
R.- 1,719 M
14.- Qué volumen de HCI concentrado de densidad 1,17 g/ml y 37% de pureza en peso son necesarias medir
para preparar 500 ml de solución 0,2 M
R.- 8,43 ml
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15 - ¿Cuántos g de KOH de 90% en peso de pureza se necesitarán para preparar 0,4 litros de una solución 0,12
M de KOH?
R.- 2,98 g de KOH
16.- ¿Cuál será la normalidad de una solución de NaOH que contiene 8g NaOH por cada 400 ml de solución?
R.-0.5N
17- Se dispone de un ácido clorhídrico concentrado de densidad 1,2g/ml y 39% en peso de ácido clorhídrico.
Calcular la normalidad de la solución ácida.
R.-12.8N
18.- Calcular el volumen de ácido sulfúrico con densidad 1,827 g/cm3 y 92,77% de que se ácido sulfúrico necesita
para preparar 10 litros de solución 3N.
R.- 867,3 ml
19.- Una solución de HCI de 20.24% en peso tiene una densidad de 1,1 g/ml. Calcular su molaridad y
normalidad.
R.- 6.09 M y 6.09 N
20.- Calcular la cantidad de KOH que se necesita para preparar 3 litros de solución al 15% en peso, sabiendo
que la densidad de la solución resultante es 1,72 g/ml dígase también cuál es la Normalidad y la Molaridad de
esta solución.
R.- 774g; 4,6N , 6M
21.- Calcular cuántos centímetros cúbicos de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,83 g/ml 93,2% de ácido
sulfúrico en peso son necesarios para preparar 0,5litros de solución 3N. R.- 43 cc
22.- Calcular los cm3 de HCI concentrado de densidad 1,08 g/ml y 36.5% de HCI en peso necesaria para
preparar 21.6 litros de solución acida 0,5 N.
R.- 1000 cm3
23.- ¿Qué volúmenes de disoluciones 12 N y 3N de HCI deberán mezclarse para dar 1 litro de solución 6N de
HCI?
R.- 0,33 L de 12 N y 0,66 L de 3 N
24.- Se tiene ácido sulfúrico concentrado cuya densidad es 1,84 kg/l que contiene 98% de ácido sulfúrico se
quiere preparar 1 litro de solución 0,5 N de ácido sulfúrico. ¿Qué volumen de ácido concentrado se necesita?
R.- 13,6 Cm3.
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 6
UNIDAD III: Tema 6
TÍTULO: Equilibrio químico
FECHA DE ENTREGA: 14 semana de clases
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 15 semana de clases
El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto
adicional. Cuando a y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad en que C y D
reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio.
Ejemplo de equilibrio:
La reacción entre H2 y N2 para formar NH3
3H2 (g) + N2 (g)  2NH3 (g)
Este es uno de los equilibrios mas importantes que se conocen debido a que se utiliza para
capturar nitrógeno de la atmósfera en una forma que se pueda utilizar para fabricar fertilizantes y
muchos otros productos químicos.
La reacción entre SO2 y O2 para formar SO3
2SO2 (g) + O2 (g)  2SO3 (g)
DIFERENCIA ENTRE EQUILIBRIO FÍSICO Y EQUILIBRIO QUÍMICO.
La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma sustancia,
debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se
alcanza cuando las velocidades de las reacciones directas e inversas se igualan y las
concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.
Ejemplos de Equilibrios Físicos:
La evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.
En este caso, el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y regresan a ella es el
mismo:
H2O (l)  H2O (g)
Ejemplos de Equilíbrio Químico
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
CO (g) + Cl2 (g)  COCl2 (g)
Ke=

COCl2 
[CO][Cl2 ]
H2 (g) + I2 (g)  2HI (g)
 HI 
2
Keq=
[H 2 ][I 2 ]
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO:
Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la
misma fase.
EQUILIBRIO HETEROGÉNEO:
Se da en una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases.
Ejemplos de equilíbrio Homogéneo:
CH3COOH (ac) + H2O (l)  CH3COO (ac) + H3O+ (ac)
 CH 3COO -   H 3O + 
Keq=
[CH 3COOH][H 2 O]
LEY DE ACCIÓN DE MASAS:
Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke son constante par una
reacción en particular a una temperatura dada, siempre que se haya sustituido las
concentraciones en equilibrio.
CONSTANTES DE EQUILIBRIO Keq.
2ZnS (s) + 3O2 (g)  2ZnO (s) + 2SO2 (g)
Kc=
[ZnO]2 [SO2 ]2
[ZnS]2 [O2 ]3
[SO 2 ]2
Kc 
[O2 ]3
PRINCIPIO DE LE CHATELIER:
Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura, presión o
concentración, el sistema modificará la composición en equilibrio en alguna forma que tienda a
contrarrestar este cambio de la variable”
FACTORES QUE PUEDAN REEMPLAZAR LA POSICIÓN DE EQUILIBRIO.
 Variación en la temperatura.
 Variación en la presión.
 Variación del volumen
La variación de temperatura es el factor que pueda hacer variar el valor de la constante de
equilibrio.
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CUESTIONARIO Nº6 DEL WORK PAPER
1.- Defina el equilibrio.
2.- Explique la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico.
3.- Defina el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo.
4.- Enuncie la Ley de Acción de Masas.
5.- Escriba la constante de equilibrio de las siguientes reacciones.
H 2 O + H 2O  H 3O + + OH CaCO3(solido)  Ca ++ +CO3=
Cu(NH 3 ) 4++  Cu ++ + 4NH 3
HCN + H 2O  CN - + H 3O +
H 2(gas) + I 2(gas)  2HI(gas)
6.- Enuncie el principio de Le Chatelier.
7.- ¿Explique el equilibrio químico de los gases sanguíneos?
8.- ¿Qué se llama el desequilibrio de los ácidos en sangre?
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 7
UNIDAD III: Tema 7
TÍTULO: Ácido - Base
FECHA DE ENTREGA: 15 semana de clases
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 16 semana se clases
Los ácidos son generalmente una clase de las sustancias que saben agrio, por ejemplo el
vinagre, que es una solución diluida del ácido acético. Las bases, o las sustancias alcalinas, son
caracterizadas por su sabor amargo y sensación jabonosa.
ACIDOS Y BASES
Se puedo definir como ácido toda sustancia capaz de transferir iones H+. - protones - a una base,
mientras que base será toda aquella sustancia capaz de aceptar esos protones.
Cuando un ácido libera un protón se convierte en una base conjugada, y a la inversa, cuando una
base acepta un protón se convierte en un ácido conjugado. Hay que tener presente la existencia
de sustancias capaces de comportarse como ácido o como base, según el entorno químico en el
que se encuentran.
TEORÍA DE ARRHENIUS
El químico sueco Svante Arrhenius definió un ácido como una sustancia que ioniza en agua para
dar iones de hidrógeno, y una base como una sustancia que ioniza en agua para dar iones del
hidróxido.
El ácido hidroclórico, HCl, es un ácido fuerte, y es muy soluble en agua. Disocia en sus iones
componentes de la manera siguiente:
H + (ac) + Cl - (ac)
HCl (g)
El ión de hidrógeno interactúa fuertemente con un par solitario de electrones en el oxígeno de una
molécula de agua. El ión que resulta, H 3 O + se llama el ión del hydronio.
Se forman las soluciones ÁCIDAS cuando un ácido transfiere un protón al agua.
La reacción de HCl con agua se puede escribir en cualquiera de las maneras siguientes:
H 3 O + (ac) + Cl - (ac)
Hcl (ac) + H 2 O (l)
HCl (ac)
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H + (ac) + Cl - (ac)
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EL CONCEPTO DE BRØNSTED-LOWRY DE ÁCIDOS Y DE BASES
Los ácidos son las sustancias que son capaces de donar un protón, y las bases son sustancias
capaces de aceptar un protón.
Así pues, en el ejemplo arriba, HCl actúa como ácido de Brønsted donando un protón en agua, y
el agua en cambio actúa como base de Brønsted aceptando un protón de HCl.
El agua puede actuar como un ácido o base. Aquí está otro ejemplo:
NH 4 + (ac) + OH - (ac)
NH 3 (ac) + H 2 O (l)
Aquí, el H2O actúa como ácido de Brønsted donando un protón al NH 3que actúa como base de
Brønsted.
Usando la definición de Arrhenius, decimos que la solución que resulta es básica porque contiene
iones OH - , así decimos que la molécula del NH 3 es básica (un aceptor del protón).
Todos los ácidos de Arrhenius son también ácidos de Brønsted.
Todas las bases de Arrhenius son también bases de Brønsted.
DEFINICIÓN DE PH
La acidez de una solución depende de la concentración de los iones hidrógeno y se caracteriza
por el valor del pH, que se define como el logaritmo negativo de base 10 de la concentración de
H+: pH= - log10 [H+]
La utilidad de la cantidad expresada de esta forma tan compleja fue propuesta por Sorensen en
1909 cuando observó, al estudiar los efectos de la concentración de hidrogeniones en las
reacciones bioquímicas, que estas concentraciones eran extremadamente bajas.
En esta expresión puede deducirse que la escala de valores del pH de una solución es opuesta a
sus valores de la acidez; cuanto más alta es la concentración de H+, más baja es el valor del pH.
Como ya se mencionó, en la mayoría de los líquidos biológicos las concentraciones de H+ son
muy bajas. Por ejemplo, en la sangre y en el líquido extracelular es de 0,00000004 mol. /L... Una
acidemia intensa (pH: 6,8) puede elevar este valor a 0,00000016 mol/L. y una alcalemia intensa
(pH: 7,8), reducirla hasta 0,000000016 mol/L. Como se puede apreciar, éstas son cifras muy
pequeñas, difíciles de manejar como tales para comparar resultados.
Por otra parte, si se usa el valor de pH y se aprecia que la cifra es de 0,00000004 mol/L, puede
sustituirse por pH 7,4, al igual que las concentraciones citadas en el párrafo anterior. El empleo
del valor de pH simplifica mucho la expresión de la concentración de iones H+ y hace que su
manejo sea mucho más simple.
A menudo es más conveniente describir en los términos de pH, definidos como:
pH = - log [H+]
Por ejemplo, una solución neutra a 25 o C contiene concentraciones iguales de H + los iones y OH los iones, donde [H+] = 10 -7M. así, el pH de la solución es:
pH = - Log 10 -7 = 7
o
De esto es obvio que en 25 C
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pH <7 la solución es ácida
pH = 7 la solución es neutra
pH > 7 la solución es básica
El pH de una solución mide la concentración de protones disociados, y no la concentración total
del ácido en una solución.
La escala negativa del logaritmo es útil para medir otras cantidades diminutas, por ejemplo para
medir [OH-]:
pOH = - Log [OH -]
Sabiendo esto, obtenemos la siguiente expresión, muy útil:
pH + pOH = - Log K W = 14,00
RELACION ENTRE EL PH Y POH
H+
pH
OH-
pOH
-14
14
1
1*10
-13
13
2
1*10-2 1*10-12
12
0
3
1
1*10
-1
-3
1*10
-4
1*10
-11
11
-10
10
1*10
4
1*10
1*10
5
1*10-5 1*10-9
-6
9
6
1*10
-8
8
7
1*10-7 1*10-7
7
1*10
-8
8
1*10
-6
6
9
1*10-9 1*10-5
5
1*10
-10
-4
4
-3
3
12 1*10-12 1*10-2
2
10 1*10
1*10
-11
11 1*10
1*10
-13
-1
13 1*10
-14
14 1*10
1*10
1
1
0
ÁCIDOS FUERTES
Los ácidos fuertes son llamados así porque reaccionan totalmente con agua, no dejando ninguna
molécula sin disociar en la solución.
Debido a esto, el ácido fuerte disocia totalmente, otras fuentes de H
ionización del agua) se vuelve insignificante a la hora de calcular [H +].
+
(por ejemplo la auto
Consecuentemente, [H +] iguala normalmente la concentración original del ácido.
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Por ejemplo, en una solución acuosa de 0,10 M del ácido nítrico (ácido fuerte), de
HNO 3, [H+] = 0,10 M y [NO3 -] 0,10 M; la concentración de HNO 3 es virtualmente cero.
Ácidos y bases fuertes comunes
Ácidos
Bases
HCl ácido clorhídrico
NaOH hidróxido de sodio
HNO 3 ácido nítrico
KOH hidróxido de potasio
H 2 SO 4 ácido sulfúrico Ca(OH) 2 hidróxido de calcio
ÁCIDOS DÉBILES
La mayoría de las sustancias que son ácidas en agua son realmente ácidos débiles. Porque los
ácidos débiles disocian solamente parcialmente en la solución acuosa, un equilibrio se forma
entre el ácido y sus iones. El equilibrio de la ionización se da por la siguiente expresión:
HX(aq) <=> H + (ac) +X - (ac)
Donde X - es la base conjugada. Para los propósitos del cálculo, se asume que:
Sin embargo, tenga presente que "antes de la disociación " nunca existe realmente, la solución
está
siempre
en
el
equilibrio.
El estado de la izquierda es teórico.
La constante de equilibrio es entonces:
K a = {[H +] [X -] / [HX]}
Cuanto más pequeño es el valor de K a, más débil es el ácido. Ácidos más débiles disocian menos
([H +] es más pequeño comparado con [HX]) y por lo tanto tienen un efecto menos drástico en el
pH.
BASES FUERTES
Las bases fuertes disocian casi totalmente en agua. En la solución acuosa, son la única fuente
significativa del OH - .
Las bases fuertes solubles más comunes son los hidróxidos del grupo 1A (los metales alcalinos)
y del grupo 2A (los metales alcalinotérreos). Algunos ejemplos de bases fuertes son NaOH, KOH,
y Ca (OH) 2.
Para determinar el pH de una base fuerte, asumimos que disocia totalmente.
BASES DÉBILES
Como los ácidos, no todas las bases disocian totalmente o reaccionan totalmente. Poco,
solamente una fracción de las moléculas reacciona y forman un equilibrio. Éstos se conocen
como bases débiles.
Las bases débiles reaccionan con agua quitándole los protones, de tal modo forman sus ácidos
conjugados y iones OHNH 4 + (ac) + OH - (ac)
NH 3 (ac) + H 2 O (l)
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
La expresión del constante equilibrio para esta reacción es:
K = {[NH 4 +] [OH -] / [NH 3 ] } = K b
K b es la constante de la disociación básica, y es el equivalente básico de una Ka
CUESTIONARIO Nº7 DEL WORK PAPER
1.- ¿Cuantas teorías de acido base existen defina cada una de ellas?
2.- ¿según la teoría de Bronsted, que es ácido?
3.- ¿Qué es el pH?
4.- ¿Que nos permite conocer el pH?
5.- ¿Explique las diferencias entre ácido fuerte y ácido débil?
6.- Calcular el pH de una solución de acido clorhídrico de concentración 0.025 M
7.- Se prepara una solución diluyendo 15 ml de HCl 8M en un matraz aforado de 100 ml. Calcule
el pH de la solución preparada.
8.- Se disuelve 0.76 gramos de NaOH en 100 ml. Calcule el pH de la solución preparada.
9.- Cual será el ph de una solución de acido acético 1.3 M Ka 1.8*10-5
10.- se toma 1 ml de HCl concentrado 32 %m/m, densidad 1.2 g/ml y se diluye en un matraz de
125 ml cuanto será el ph de la solución preparada.
11.- Cuanto NaOH se deberá pesar para preparar 500 ml de solución de pH = 8
12.- Que concentración debe tener una solución de amoniaco para que el ph sea 8.9
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUÍA DE INVESTIGACIÓN PRÁCTICA GIPs # 1
UNIDAD I: Tema 1
TÍTULO: Material de uso común en Laboratorio
FECHA DE ENTREGA: 2 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 3 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
La química es una ciencia eminentemente “experimental” por lo que se hace fundamental el
conocimiento y uso de los materiales y reactivos más comunes de laboratorio. Los materiales y
equipos que se usan en el laboratorio de química, constituyen los instrumentos más importantes
para realizar experimentos y mediciones. Al igual que los materiales, también se utilizan los
reactivos y para tomar precauciones y evitar cualquier accidente en su manipulación, se debe
conocer las características físicas y químicas de los distintos tipos de reactivos utilizados en el
laboratorio.
El Vidrio Borosilicatado. Es un tipo particular de vidrio mas conocido con los nombres
comerciales de: Pirex, Kimax, Endural o Duran. Su composición química es: 80,4 % de sílice, 13
% de anhídrido bórico, 2,4% óxido de aluminio, 3,9% óxido de sodio.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Identificar las características y usos de los materiales y equipos más utilizados en los
laboratorios.
Describir las características y precauciones que se debe tomar en cuenta en el
manejo de los diferentes reactivos.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: MATERIAL DE LABORATORIO
El profesor mostrará y describirá las características de los materiales más comunes y
fundamentales utilizados en un laboratorio. El alumno tabulará la información, anotando los
siguientes datos:
- Nombre del objeto mostrado
- Dibujo del objeto
- Usos principales
- Otras características (Dimensiones, graduaciones, capacidad, etc.)
EXPERIENCIA Nº 2: REACTIVOS
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El profesor describirá los aspectos más importantes de manejo de reactivo en general.
El alumno ordenará la información anotando los siguientes aspectos:
-
Clasificación general de los reactivos
Clasificación de acuerdo a la pureza
Manejo y precauciones en el uso
Primeros auxilios
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIÓN
1.- Realice un listado de 4 materiales volumétricos
2.- ¿Que diferencias existen entre los embudos: Buchner, Simple y Decantación?
3.- ¿Que diferencia existe entre pipeta aforada y pipeta graduada?
4.- ¿Que es un reactivo químico?
5.- ¿Como deben guardarse los ácidos y sustancias corrosivas?
6.- ¿Por que algunos reactivos se deben guardar en frascos oscuros?
7.- ¿Qué es un pictograma y para que sirve?
7.- Realice la representación de los diferentes símbolos de riesgos y precauciones sobre reactivos
químicos
8.- ¿Cuales son los primeros auxilios que se debe realizar cuando un laboratorista inhala vapores
tóxicos durante una práctica?
9.- Por que se debe usar un succionador con las pipetas.
10.- ¿Que se llaman los reactivos que adsorben agua del medio ambiente y por que?
BIBLIOGRAFÍA
- Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
- Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUÍA DE INVESTIGACIÓN PRÁCTICA GIPs # 2
UNIDAD I: Tema 1
TÍTULO: Mechero y Calentamiento de Sustancias
FECHA DE ENTREGA: 3 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 4 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
El mechero a gas es uno de los instrumentos más utilizados en un laboratorio para la generación
de calor, cuyo funcionamiento se basa en la combustión de gas a través de la siguiente reacción.
C3H8(g) +
5 O2(g)
→
3 CO2(g)
4 H2O(g)
+
+ CALOR
ΔHº = -530.6 Kcal/mol
El valor de ΔH de la reacción, expresa el calor liberado al quemar 1 mol del gas propano
(44 gramos) expresado en calorías.
Es de vital importancia, conocer las partes de un mechero y su funcionamiento, como también el
calentamiento de diferentes tipos de sustancias que se va a calentar, y los productos que se van
a obtener.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Identificar las partes que conforman un mechero a gas y la función que cumplen cada
uno de ellos.
Describir e identificar las partes y característica de llama de un mechero de Búnsen.
Aplicar técnicas de calentamiento de sustancias.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: EL MECHERO BUNSEN
-
Examinar cuidadosamente un mechero y sus conexiones.
Desarmar un mechero Bunsen y reconocer sus partes.
Armar el mechero y verificar el funcionamiento de las válvulas de gas y aire
Encender el mechero y observar los distintos tipos de llamas que se producen al
manipular las válvulas de gas y de aire.
TABULACION DE DATOS
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Piezas del Mechero
Función
1.
2.
3.
4.
5.
EXPERIENCIA Nº 2
-
: ESTUDIO DE LLAMA
Encienda el mechero de Búnsen y obtenga una determinada llama.
Observe detenidamente las distintas zonas o conos de la llama.
Con un alambre de Cu, indague las distintas temperaturas en diferentes partes de la
llama (por el brillo)
Repita el anterior paso, utilizando palitos de fósforo para cada zona de llama.
Observe detenidamente las zonas de una llama de vela de cera.
TABULACIÓN DE DATOS
Zona de una llama
Temperatura
Color
EXPERIENCIA Nº 3: TIPOS DE CALENTAMIENTOS
a) Calentamiento Directo.
-
Seleccionar los recipientes en los que se pueden realizar calentamiento directo.
Nombrar que sustancias se pueden calentar directamente.
Enumerar ventajas y desventajas de este tipo de calentamiento.
b) Calentamiento Indirecto
- Armar un “Baño Maria”.
- Nombre que tipo de sustancias se pueden calentar con este tipo método.
- Practicar calentamientos indirectos en Baño María, con sustancias que le entregaran.
- Anotar ventajas y desventajas.
CONCLUSIONES
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EVALUACIÓN
1.- Investigue la composición Química del aire
2.- Que entiende por el término combustión completa y combustión incompleta
3.- ¿Que diferencias existen entre el mechero de alcohol y el mechero bunsen?
4.- ¿Que diferencia existe entre líquido volátil y líquido inflamable?
5.- ¿Qué diferencias existen entre gas natural y gas licuado de petróleo?
6.- Mencione los materiales en los que puede realizar un calentamiento directo.
7.- Explique en forma breve como sofocaría un incendio en un tanque de almacenamiento de
petróleo.
8.- En que unidades se mide el calor.
9.- Explique las formas de propagación de calor.
10.- Investigue cuales son los primeros auxilios que se pueden en caso de quemaduras.
BIBLIOGRAFÍA
- Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
- Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUIA DE INVESTIGACION PRACTICA GIPs # 3
UNIDAD I: Tema 2
TÍTULO: Medición de masa y volumen
FECHA DE ENTREGA: 4 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 5 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Generalmente los experimentos se realizan para obtener resultados con los datos, dichos datos
se obtiene a través de las mediciones. Medir significa comparar con un patrón de referencia. Por
lo tanto es importante, aprender a usar correctamente ciertos instrumentos o aparatos de
medición.
El manejo adecuado de medidas debe tomar en cuenta aspectos como ser: La precisión, fuentes
de error y el manejo de cifras significativas, toda medición está sujeta a errores ya sean de tipo
procedimental e instrumental, por lo tanto se hacen necesario calcular los errores durante el
desarrollo de la práctica:
Error Absoluto (Ea) = [Vv - Ve]
Error Relativo (Er) = [Ea x 100]/Vv
La medición de masas o pesos de sólidos es una de las técnica más usadas en laboratorio, para
ello se dispone de balanzas común (precisión 0,1 gramos), Balanzas Analíticas (Precisión 0,001
gramos).
La medición de volúmenes de líquidos, también es una de las técnicas más usuales de
laboratorio, para ello se dispone de diferentes aparatos volumétricos graduados y aforados.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Utilizar materiales y equipos adecuados para pesar y medir volúmenes de líquidos.
Analizar diversas escalas y graduaciones de los instrumentos de medición.
Calcular los distintos errores que se cometen en las diversas mediciones.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
EXPERIENCIA Nº 1: PESADA DE SUSTANCIA
-
Examine detenidamente las balanzas que se le indique.
Anote la capacidad total de cada balanza.
Anote la precisión que tiene cada balanza.
Calcular errores de pesadas, tomando como valor verdadero el peso con la balanza de
precisión de 0,01 g. (calcular error Absoluto y Relativo).
Repita los últimos 3 pasos con otros objetos pequeños.
EXPERIENCIA Nº 2: MEDICIÓN DE VOLÚMENES
-
Examine detenidamente las graduaciones de probetas y buretas.
Anote la capacidad de cada una de ellas, en mililitros (ml).
Practique enrases, observando correctamente la posición del menisco.
Con una pipeta de 10 ml, medir 50 ml de agua en una probeta.
Llene con agua una bureta de 50 ml, y mida dicho volumen en una probeta.
Llene con agua un matraz aforado de 100 ml y mida dicho volumen en una probeta.
Practique con otros materiales y cuantificar las diferencias a través del cálculo de
errores absoluto y relativo (tome como valor verdadero el valor medido en la probeta).
CONCLUSIONES
EVALUACIÓN
1.- ¿Cuántas gotas de agua existe en 1ml?
2.- ¿Por que los materiales volumétricos no se deben calentar?
3.- ¿A que se debe las diferencias volumétricas que existen entre una bureta graduada de
50 ml y una probeta graduada de 50 ml?
4.- ¿Cuál es la forma de medir el volumen de un cuerpo irregular?
5.- Que entiende por los términos aforo y menisco
6.- Defina: el concepto de porcentaje de error relativo
7.- Mencione los cuidados que debe tener al manejar una balanza en laboratorio
8.- ¿Que diferencia existe entre exactitud y precisión?
9.- En que se mide volúmenes menores a 1 ml.
10.- Busque en Internet e imprima imágenes de balanzas mecánicas y balanzas
analíticas.
BIBLIOGRAFÍA
-
Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUÍA DE INVESTIGACIÓN PRÁCTICA GIPs # 4
UNIDAD I: Tema 2
TÍTULO: Determinación de Densidades de Cuerpos Sólidos y
Líquidos
FECHA DE ENTREGA: 5 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 6 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
La densidad es una propiedad intensiva de la materia y es propia de cada sustancia, se define
como d = m/v. La densidad relativa es adimensional. La densidad de las sustancias sólidas
principalmente se determina por medición de su masa y volumen, para los líquidos se utiliza el
densímetro o el picnómetro.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Mediante determinaciones de masas y volúmenes, calcular la densidad de cuerpos
sólidos y de líquidos.
Manejar correctamente el densímetro.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: DETERMINACIÓN DE DENSIDAD DE CUERPOS SÓLIDOS
Disponer de cuerpos regulares de madera, cobre, aluminio, plomo cerámica y otros, de
igual forma disponer de cuerpos irregulares, como piedra, cerámica, etc. Determinar su
masa y su volumen y luego su densidad utilizando la fórmula correspondiente.
TABULACION DE DATOS
Cuerpo
Masa (g)
Volumen
(ml)
Densidad (g/ml)
EXPERIENCIA Nº 2 DETERMINACIÓN DE DENSIDAD DE LOS LÍQUIDOS
Disponer en probetas diferentes líquidos, tales como: alcohol, agua, gasolina, thinner,
aceite y algunas soluciones acuosas de sales. Examinar la escala del densímetro, luego
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colocar en los diferentes líquidos y hacer la lectura correspondiente del valor de la
densidad. Por otro lado buscar en la bibliografía la densidad (teórica) de cada solución,
luego calcular el error relativo correspondiente.
TABULACIÓN DE DATOS
Liquido
Densidad
(g/ml)
Densidad
Teórica
Error (Er)
CONCLUSIONES
EVALUACIÓN
1.- Que significa propiedades intensivas y extensivas de las sustancias.
2.- Por que el hielo flota en el agua?
3.- ¿Que métodos de utilizan para medir la densidad ?
4.- Explique brevemente sobre el principio de Arquímedes
5. -¿La densidad es una propiedad física o química? Justifique su respuesta
6.- ¿Que diferencia existe entre densidad relativa y densidad absoluta?
7.- ¿La densidad es una propiedad intensiva o extensiva?
8.- ¿Qué es un densímetro?
9.- ¿En que unidades mide la densidad?
10.- ¿La densidad de una sustancia sufre algún cambio al aumentar la temperatura?
BIBLIOGRAFÍA
- Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
- Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUIA DE INVESTIGACION PRACTICA GIPs # 5
UNIDAD: I Tema: 3
TITULO: Técnicas Usuales de Separación
FECHA DE ENTREGA: 6 semana
PERIODO DE EVALUACION: 7 semana de clases
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Cuando se tiene una mezcla de heterogénea de una sustancia líquida y una sólida, la
separación de sus componentes está basado en el uso de técnicas físicas donde se destacan: La
filtración, centrifugación, decantación, y otras. Cuando se tiene una mezcla homogénea de una
sustancia sólida en líquida, se realiza por evaporación e intercambio iónico. Una mezcla de dos
líquidos miscibles se realiza por destilación, y si los líquidos son inmiscibles la separación se
lleva a cabo con la ayuda de un embudo de separación.
Existen también técnicas de separación a través del uso de solventes, como el caso de mezclas
de sustancias de polaridad diferentes (estructuras diferentes).
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Mediante procedimientos
físicos, separar los componentes de una mezcla
heterogénea sólido-líquido.
Mediante procedimientos químicos separar componentes de una mezcla homogénea
sólido-sólido.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: SEPARACIÓN DE UNA MEZCLA HETEROGENEA
- Realice la mezcla de sustancias como ser: limaduras de hierro, parafina triturada, sal y arena
- Empleando métodos físicos, como ser: magnetismo diferencias de densidades, filtración
simple y evaporación, realizar dicha separación.
EXPERIENCIA Nº 2 : SEPARACIÓN LIQUIDO-LIQUIDO
- Disponga de un embudo de separación
- Mida en una probeta graduada 25 ml de agua y 25 ml de aceite
- Calcular el porcentaje en volumen de aceite recuperado.
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACION
1.- ¿Que son mezclas homogéneas y heterogéneas?
2.- ¿Que permite la centrifugación en un análisis de sangre?
3.- ¿Que diferencias existen entre filtración simple y filtración al vacío?
4.- Defina: Decantación
5.- ¿Por que el agua y el aceite no se mezclan? Justifique su respuesta.
6.- ¿ El alcohol y el agua se pueden mezclar en todas proporciones?
7.- ¿Qué son líquidos inmiscibles y líquidos miscibles? de ejemplos.
8.- haga una lista de 4 solventes orgánicos e inorgánicos.
9.- Investigue la técnica de separación por osmosis.
10.- Investigue la técnica de separación por cromatografía.
BIBLIOGRAFÍA
- Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 (Signatura topográfica COD. 540 B11)
- Kennet whiten “Química general” 1992. (Signatura topográfica COD. 540 W 58)
- Brown lemay. “Química la ciencia central” (Signatura topográfica 2004. COD. 540 B81)
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUIA DE INVESTIGACION PRACTICA GIPs # 6
UNIDAD: II Tema: 4
TÍTULO: Determinación del Agua de Hidratación
FECHA DE ENTREGA: semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 8 semana de clases
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Una sal hidratada es también llamado hidrato y es en definitiva una combinación de un
compuesto y agua, una red cúbica (cristal) en cuyo interior se encuentra una molécula de agua.
Esta es liberada cuando el hidrato es sometido a alta temperatura, la red se rompe y deja
escapar la molécula de agua produciendo:CaSO4. X H2O, MgSO4. XH2O, donde X representa el
número de moléculas de agua.
Las sales hidratadas más comunes son:
Sulfato de calcio dihidratado
CaSO4. 2H2O
Sulfato de magnesio heptahidratado MgSO4.7H2O
Cloruro de calcio hexahidratado
CaCl2. 6H2O
Carbonato de sodio decahidratado
Na2CO3.10H2O
Oxalato de calcio dihidratado
CaC2O4.2H2O
Cloruro férrico hexahidratado
FeCl3. 6H2O
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Determinar el porcentaje de agua de la sal hidratada, por medio de calentamiento
Calcular el número de moléculas existentes en la sal hidratada.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: DETERMINACIÓN DEL AGUA DE HIDRATACIÓN
DEL SULFATO CÚPRICO HIDRATADO
-
Tomar una cantidad determinada de sulfato cúprico hidratado (color azul) y tritúrelo en
un mortero.
Pesar una cápsula de porcelana vacía.
En la cápsula vacía, pesar una cierta cantidad (1 g) de sal hidratada hasta con dos
decimales.
La cápsula con sal, caliente suavemente con mechero hasta la desaparición del color
azul, que significa la eliminación completa del agua hidratada.
Deje enfriar y vuelva a pesar.
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
CÁLCULOS
Determinar el porcentaje agua en la sal hidratada
Calcule la fórmula empírica del sulfato cúprico hidratado (CuSO4.XH2O).
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIONES
1.- Que diferencia existe entre grafito y el diamante?
2.- Que son las sales higroscópicas
3.- Defina: formula molecular y fórmula empírica
4.- Para que se realiza la desalinización por ósmosis inversa
5.- Que significa el término: humedad relativa
6.- Una persona adulta tiene 65% de agua en su organismo. Si la persona pesa 80 Kg ¿cuantos
kilogramos de agua tiene dicha persona?
7.- ¿Que cantidad de agua promedio debe consumir el ser humano en un día?
8.- ¿Cuáles son los síntomas que manifiesta una persona deshidratada?
9.- ¿Qué tratamiento farmacología se puede realizar a una persona deshidratada?
10.- ¿Cómo se obtiene el agua destilada?
BIBLIOGRAFÍA
-
Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUÍA DE INVESTIGACIÓN PRÁCTICA GIPs # 7
UNIDAD: III Tema: 6
TÍTULO: Tipos de reacción
FECHA DE ENTREGA: 8 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 9 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Las reacciones químicas siempre implican un cambio. Los átomos, moléculas o iones se
reacomodan e interactúan para formar nuevas sustancias, algunas veces en forma espectacular.
Durante las reacciones químicas se rompen enlaces químicos y se forman otros nuevos. Los
reactivos y los productos pueden estar como sólidos, líquidos o gases. o en solución. ej:
Zn(s)
Cl2(g)
+

HCl(ac)
+
ZnCl2(ac)

NaBr(ac)
+
Br2(l)
+
H2(g)
NaCl(ac)
En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen. Todos los átomos que existen
en los reactivos (se encuentran a la izquierda de la ecuación) y los productos (se encuentran al
lado derecho de la ecuación). Separados por una flecha.
Una ecuación química es una expresión abreviada de un cambio químico o reacción.
Generalmente las reacciones químicas se clasifican en:
1. Por mecanismo: Estos a la vez se clasifican en :
a) Reacciones de adición.
b) Reacciones de descomposición.
c) Reacciones de simple sustitución.
d) Reacciones de doble sustitución
2. Por su extensión: Se clasifican en :
a) Reacciones irreversibles.
b) Reacciones reversibles
3. Por los cambios de energía calorífica:
a) Reacciones endotérmicas.
b) Reacciones exotérmicas
4.- Por cambios de estado de oxidación
a) Redox
b) no redox
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En laboratorio las reacciones químicas, pueden ser detectadas a través del cambio de color,
formación de precipitado, desprendimiento de gases, desprendimiento de calor, etc. También, hay
reacciones que no pueden ser apreciadas a simple vista.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
- Reconocer cuando ocurre una reacción química.
- Interpretar una reacción química mediante una ecuación química
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: TIPOS DE REACCIONES
-
En tubos de ensayo realice las siguientes reacciones:
→
1.
NaOH(ac) + HCl(ac)
2.
Zn(s)
HCl(ac)
→
3.
KClO3(s) + CALOR
→
4.
BaCl2(ac) + Na2SO4(ac)
→
5.
NaOH(ac) + CuSO4(ac)
→
6.
KI(ac)
+
+ Pb(NO3)2(ac) →
7. CaO(s) +
H2O(l)
→
7. CaO(s) +
H2O(l)
→
-
Completar y balancear las ecuaciones químicas.
-
Clasificar según el tipo de reacción.
EXPERIENCIA Nº 2: REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES
a) Reacciones Irreversibles: Son las que tienen lugar en un solo sentido y se identifican por la
formación de una sustancia gaseosa como producto.
En un tubo de ensayo coloque una tableta de alka -seltzer en agua, observe el gas
desprendido. Describa la reacción a través de una ecuación química.
b) Reacciones Reversible: Son las que tienen lugar dos reacciones opuestas, una directa y la
otra inversa, que conducen a un estado especial que se llama equilibrio. Estas reacciones
se pueden identificar experimentalmente a través de la desaparición y reaparición de un
color o de un precipitado.
-
Disponga de solución de K2CrO4 y K2Cr2O7 en tubos de ensayo. Al tubo que contiene K2CrO4
agregue gotas de HCl observe, luego agregue gotas de NaOH observe. Explique el principio
de L´Chatelier utilizando la ecuación química de las reacciones.
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RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIONES
1.- De que factores depende la constante de equilibrio.
2.- ¿Qué diferencia existe entre Ecuación Química y Reacción Química?
3.- Que son los catalizadores y como actúan en una reacción química.
4.- Que se llaman los catalizadores en los organismos vivos
5.- ¿Que diferencia existe entre reacciones: exotérmicas y endodérmicas? De ejemplos
6.- ¿Por que se debe balancear una ecuación química?
7.- ¿Que diferencia existe entre reactivos y productos en una ecuación química?
8.- ¿Que es una reacción de combustión? De ejemplos
9.- Balancear la ecuación de la detonación de la nitroglicerina. (C3H5N3O9)
C3H5N3O9(l)

CO2(g)
+
N2(g)
+
O2(g)
+
H2O(g)
10.- Que se llama las reacciones químicas que se da en los organismos vivos.
BIBLIOGRAFÍA
- Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
- Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUÍA DE INVESTIGACIÓN PRÁCTICA GIPs # 8
UNIDAD: III Tema: 5
TÍTULO: Estequiometria de masas
FECHA DE ENTREGA: 10 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 11 semana de clases
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
La estequiometría es la base fundamental para el cálculo de las sustancias que entran en una
reacción, para evitar pérdidas de una de ellas por exceso. En toda reacción química, intervienen
sustancias sólidas, líquidas y gaseosas y juega un papel determinante la pureza de dichas
sustancias. En el caso de las sustancias gaseosas es muy importante tomar en cuenta la
temperatura, la presión. La Ley de Dalton permite calcular la presión en gases recogidos por
desplazamiento de agua. Se considera para los gases un comportamiento como gas ideal y se
aplica la relación PV = nRT.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
- Aplicar conceptos de cálculos estequiométrico relación masa-volumen, en una
reacción de un metal con un ácido.
- Calcular el porcentaje de pureza del metal aluminio
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1 : DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE PUREZA DEL ALUMINIO
Para la siguiente reacción:
Al(s) + HCl(ac) → Al Cl3(ac) + H2(g)
Determinar el rendimiento, mediante el siguiente procedimiento:
- Arme un reactor para una reacción donde el producto es una sustancia gaseosa
(hidrógeno), verifique sus conexiones y cuyo funcionamiento sea perfecto, como lo va
indicar el profesor.
- Colocar aproximadamente 3 ml de HCl concentrado en el tubo de ensayo.
- Pesar aproximadamente entre 0.08 – 0.09 g de Al metálico.
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
-
-
El Al pesado agregue al tubo de ensayo y cierre de inmediato con el tapón monoforado
cuyo extremo de la manguera latex esta en la parte interna de la probeta graduada que
esta invertida llena de agua
Ayudado de una pinza Inclinar aproximadamente 45º para evitar pérdidas de
hidrógeno.
Medir el volumen de gas obtenido una vez terminada la reacción.
DATOS
Masa de Aluminio
Volumen de hidrógeno recogido
Temperatura
Presión de vapor del agua
Presión atmosférica
CÁLCULOS A REALIZAR
-
Calcule la presión del gas libre de humedad
Calcule la masa de hidrógeno obtenida en la práctica
Calcule el porcentaje de pureza de aluminio
Calcule el volumen del ácido de laboratorio que se ha consumido.
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIÓN
1.- ¿Cual es la composición química del aire?
2.- El carbonato de calcio, CaCO3 se descompone por calentamiento en cal viva CaO y dióxido
de carbono. Calcular cuantos moles de cal viva se producen a partir de 500 g de carbonato
de calcio
3.- ¿Cuáles son los factores que influyen para una incorrecta determinación del porcentaje de
pureza, realizado en la práctica?
4.- Defina: Reactivo limitante
5.- En la práctica realizada. ¿Cual es el reactivo limitante y el reactivo en exceso? Justifique su
respuesta.
6.- Un anillo de Oro de 18 quilates pesa 5 g ¿Cuantos gramos de oro puro
están presentes en el anillo?
7.- ¿Cual es la composición química del bronce?
8.- El jugo gástrico contiene aproximadamente 3 g de HCl por litro. Si una persona produce unos
2,5 litros de jugo gástrico diariamente, ¿Cuantas tabletas antiácidas, cada uno de 400 mg
Al(OH)3 , se necesitan para neutralizar todo el HCl producido en un día? Según:
Al(OH)3(S)
+
HCl(ac)

AlCl3(ac)
+
H2O(l)
9.- Cuales son los bioelementos primarios presente en todo organismo vivo.
10.- Que son los oligoelementos.
BIBLIOGRAFÍA
- Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
- Brown lemay. “Química la ciencia
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUIA DE INVESTIGACION PRACTICA GIPs # 9
UNIDAD: II Tema: 4
TÍTULO: Preparación de soluciones – Unidades físicas
FECHA DE ENTREGA: 11 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 12 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Las soluciones son mezclas homogéneas, compuestas en forma general de u soluto y un
solvente, el soluto se encuentra en menor proporción; la cantidad de soluto existente se expresa
por medio de la concentración de las mismas, pudiendo utilizase unidades físicas o químicas.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES
SOLUCIÓN DISOLVENTE
SOLUTO
EJEMPLOS
Aire
Alcohol en
agua
Gaseosa
Gas
Gas
Liquida
Liquido
Liquido
Liquida
Liquido
Gas
O2 en H2O
Liquida
Liquido
Sólido
NaCl en H2O
Las unidades físicas son las relaciones: masa/masa (m/m) y masa/volumen (m/v), que
generalmente están expresadas en porcentajes; que expresan la cantidad de soluto existente en
100 g. o 100 ml de solución.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Preparar soluciones con diferentes concentraciones.
Determinar las concentraciones reales de las soluciones preparadas, mediante la
medición de su densidad y uso de tabla de densidad vs. Concentración.
Calcular los errores relativos cometidos en la preparación.
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MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: PREPARACIÓN DE SOLUCIÓN
Preparar una cantidad en gramos de solución de cloruro de sodio con una concentración
en porcentaje masa-masa que indica la tabla más adelante. El procedimiento para la
preparación de dicha solución es la siguiente:
-
-
-
Calcular la cantidad necesaria en gramos de cloruro de sodio y agua para preparar
dicha solución.
Pesar la cantidad de cloruro de sodio calculado y colóquelos en un vaso de
precipitados, agregue la cantidad de agua destilada también calculada, medida en una
probeta, luego mezclar bien. Esta es la solución requerida.
Con un densímetro, mida la densidad de la solución preparada y usando tablas de
Concentración vs. Densidad, determinar el valor verdadero de la concentración de la
solución preparada.
Calcule el error relativo en porcentaje.
TABULACIÓN DE DATOS
Grupo Solución
1.
2.
3.
4.
5.
250
250
250
250
250
% m/v
(teórico)
2,54
3,8
4,4
5,06
6
NaCl
(g)
H2O
(g)
Densidad
%m/m
experimental(g/ml) (experimental)
Ea
EXPERIENCIA Nº 2: CÁLCULO Y DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN
DE UNA MEZCLA DE SOLUCIONES
Mezclar dos soluciones preparadas en la anterior experiencia (100ml de solución 2,54%; con
100ml de solución 4,4%) en un vaso precipitado de 500ml como lo va indicar el profesor.
Luego determinar la densidad de la mezcla
-
En base a las cantidades y concentraciones de cada solución, calcular la
concentración teórica de la mezcla resultante.
Mida la densidad de la mezcla.
Use tablas de Concentración vs. Densidad y determine el valor real de la concentración
de la mezcla.
Calcule el error relativo.
CONCLUSIONES
EVALUACIONES
1.- Explique el significado de soluciones saturadas.
2.- Explique el significado de soluciones sobresaturadas.
3.- Que sucede con la concentración de una solución si se evapora el agua.
4.- ¿Qué diferencia existe entre una solución concentrada y diluida?
5.- Investigue la composición del suero glucosado.
6.- Investigue la composición del suero fisiológico.
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7.- Investigue la composición del suero ringer .
8.- Un grupo de náufragos flotó varios días en una balsa salvavidas antes de ser rescatados.
Quienes habían bebido un poco de agua de mar sufrían deshidratación mas grave. Explica por
que
9.- Las soluciones salinas fisiológicas, NaCl, usadas en inyecciones intravenosas, tiene una
concentración de 0,9% de NaCl de masa en volumen.
a) ¿Cuantos gramos de NaCl se necesitan para preparar 500ml de esta solución?
10¿ En que líquido se disuelve mas rápidamente una cucharada de azúcar, en 200ml de té
helado o en 200ml de de café caliente? Explica tu respuesta en términos de la teoría cinética
molecular
BIBLIOGRAFÍA
-
Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUIA DE INVESTIGACION PRACTICA GIPs # 10
UNIDAD: II Tema: 4
TÍTULO: Preparación de soluciones – Unidades químicas
FECHA DE ENTREGA: 12 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 13 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Existen varias formas de expresar la cantidad de soluto en una cantidad de solución o solvente,
entre ellos tenemos la molaridad, representada con M, la normalidad por N, la molalidad por m, la
formalidad por F, la fracción molar por X. Cada uno de estos términos se refiere a la relación de
la cantidad de soluto por cantidad de la solución con excepción de la molalidad que esta
relaciona con la cantidad del solvente.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Preparar soluciones en Molaridad y Normalidad a partir de una sal hidratada.
Preparar soluciones de cloruro de sodio en molalidad.
Partiendo de las soluciones concentradas, preparar soluciones diluidas con diferentes
concentraciones.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCION NORMAL A PARTIR
DE UNA SAL HIDRATADA. (CuSO4. 5H2O)
Preparar una cantidad determinada de solución de sulfato cúprico con la concentración
que indica en la tabla más adelante, mediante el siguiente procedimiento.
- Calcular la cantidad de sal hidratada que se necesita.
- Pesar la cantidad de sal calculada en una cápsula o vaso de precipitado.
- Disolver la sal en un vaso de precipitado en una cantidad de agua no mayor al
volumen de la solución a preparar.
- La solución se debe pasa a un matráz aforado que tenga la capacidad igual al
volumen de la solución a preparar.
- En caso de que no se disolviera toda la sal, agregar más cantidad de agua al vaso
precipitado y enjuagar, de manera que toda la sal de disuelva y pase al matraz.
- Finalmente el matraz se debe enrasar hasta el aforo con agua y agitar.
- Compare e interprete el aumento de la concentración con el color de la solución
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TABULACIÓN DE DATOS
Grupo
1.
2.
3.
4.
Solución
(ml)
100
100
100
100
Concentración
M
0.1
0.2
0.3
0.4
CuSO4
(g)
CuSO4.5H2O
(g)
EXPERIENCIA Nº 2 : PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN NORMAL A PARTIR DE UN
H2SO4 CONCENTRADO
Preparar diferentes cantidades de soluciones diluidas de ácido sulfúrico con diferentes
concentraciones como se muestra en la tabla de abajo, a partir de una solución
concentrada existente en el laboratorio, mediante el siguiente procedimiento:
-
Primeramente fijarse la etiqueta del frasco para conocer la concentración de la solución
de laboratorio.
En base a la concentración de la solución de laboratorio y la cantidad de solución a
preparar, calcular, la cantidad en ml de la solución concentrada que se debe medir.
Tomar un matraz aforado con una cantidad determinada de agua, al cual se debe
agregar la cantidad de ácido concentrado calculado.
Enrasar el matraz con agua destilada hasta el aforo y agitar.
A partir de las soluciones preparadas, preparar otra solución más diluida expresada en
mili-normal o mili-molar.
TABULACIÓN DE DATOS
Grupo
1.
2.
3.
4.
Solución
diluido
(ml)
100
100
100
100
Concentración Volumen de H2SO4
N
concentrado
(ml)
0.1
0.2
0.3
0.4
Volumen
de H2O
(ml)
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIÓN
1.- ¿Que es una solución?.
2.- ¿Que es una emulsión ?.
3.- ¿Que es una suspensión ?.
4.- ¿Que es una amalgama ?.
5.- ¿Que son las propiedades Coligativas de una solución?
6.- ¿Cuales son los factores que afectan la solubilidad?
7.- ¿Por que el aire es una solución?
8.- ¿cual es la finalidad en el uso de las sales de cloruro de calcio o cloruro de sodio en el
deshielo de autopistas?
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9.- ¿Cuando se prepara soluciones ácidas ¿cual es lo correcto? ¿Ácido sobre agua o agua sobre
ácido? Por que justifique su respuesta?
10.- Los glóbulos rojos de de la sangre en que tipo de solución se encuentra: hipotónica,
isotónica o hipertónica? Justifique su respuesta.
BIBLIOGRAFÍA
-
Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUÍA DE INVESTIGACIÓN PRÁCTICA GIPs # 11
UNIDAD: III Tema: 5
TÍTULO: Estequiometría de soluciones
FECHA DE ENTREGA: 13 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 14 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Los indicadores ácido – base, son sustancias orgánicas, que adquieren diferentes colores según
el medio ácido o básico en el que se encuentren, el uso de estas sustancias nos permite detectar
el fin de una reacción química, que conduce a determinar la concentración de una solución ácida
o básica.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
- Aplicar relaciones estequiométricas, mediante reacciones de neutralización,
- Determinar el porcentaje de pureza del Na2CO3 mediante un ácido valorado.
Métodos y procedimientos
EXPERIENCIA Nº 1: DETERMINACIÓN DE LA CONCENTACIÓN DE UNA SOLUCIÓN
DE ÁCIDO CLORHÍDRICO
En el laboratorio se maneja diferentes ácidos, como el HCl, HNO3, H2SO4 etc., para determinar la
concentración de estos ácidos en solución, se utiliza la técnica conocido como titulación, en esta
experiencia trabajaremos con HCl. El procedimiento es el siguiente:
-
Arme un equipo de titulación.
Colocar en la bureta, la solución de NaOH, de volumen y concentración conocida.
Se mide una alícuota de 5 ml de ácido clorhídrico y se coloca en el matraz Erlenmeyer,
luego se agrega 2 a 3 gotas de fenolftaleína como indicador (incoloro).
Al matraz se agrega lentamente el NaOH de la bureta hasta que se observa la
aparición de un color en la solución (rosado)
Medir el volumen de NaOH gastado en la bureta.
Repita 3 veces las operaciones anteriores, de manera que tendrá tres volúmenes de
NaOH gastado y sacra el promedio, con esto calcular la concentración del ácido.
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CÁLCULOS A REALIZAR
-
Calcule la Molaridad y la Normalidad de la solución del ácido clorhídrico.
EXPERIENCIA Nº 2: DETERMINACIÓN DEL PORCENTAJE DE Na2CO3 CON EL ÁCIDO
VALORADO
Para determinar el porcentaje de pureza del carbonato de sodio se procede de la siguiente
manera:
- Pesar 0,15 g de carbonato de sodio y disolver aproximadamente en 30 ml de agua
destilada en un matraz erlenmeyer.
- Colocar en la bureta la solución de HCl valorado
- Se agrega al matraz erlenmeyer 3 gotas del indicador heliantina.
- Al matraz se le agrega lentamente, gota a gota la solución de HCl valorado hasta
observar el viraje del indicador a un color rojo.
- Medir el volumen de HCl gastado.
CÁLCULOS A REALIZAR
-
Interpretar la ecuación de la reacción del Na2CO3 con el HCl
Calcule el porcentaje de pureza del Na2CO3
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIÓN
1.2.3.4.5.6.-
¿Que diferencia existe entre titulación y valoración?
¿Que son los indicadores para volumetría?
Realice un listado de 3 indicadores para volumetría.
¿Qué significa el término enrasar?
¿Cual es la composición química del suero fisiológico y el suero glucosado?
¿Qué es un suero glucosado y cual es la función principal en el organismo del ser humano
cuando es suministrado?
7.- Realice un listado de 2 (soluciones) medicamentos en estado: sólido, líquido y gaseoso.
8.- ¿Con que sustancia se neutraliza un ácido?
9.- ¿Cual hierve a mayor temperatura?: 1 litro de agua o 1 litro de alcohol, justifique su
respuesta.
10.- Investigue los medicamentos que se pueden titular.
BIBLIOGRAFÍA
-
Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUIA DE INVESTIGACION PRACTICA GIPs # 12
UNIDAD: III Tema: 6
TÍTULO: Velocidad de reacción
FECHA DE ENTREGA: 14 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 15 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
La velocidad de una reacción química es una medida de la rapidez con que se consume un
reactivo o la rapidez con que se forma un producto. Los factores que influyen en la velocidad de
una reacción química son:
-
Naturaleza de las sustancias reaccionántes.
Concentración de las sustancias reaccionántes.
Temperatura a la cual se realiza la reacción.
Superficie de contacto entre las sustancias reactantes.
Presencia de Catalizadores.
La velocidad de una reacción química, está regida por la ley de acción de masas L.A.M. qué
establece: “La velocidad de una reacción química es directamente proporcional al producto de las
concentraciones de las sustancias reaccionantes”.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
- Medir el efecto de la concentración de las sustancias reaccionantes y temperatura de
reacción en la velocidad de una reacción química.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1 : EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
Considere la siguiente reacción:
→
Na2S2O3 + H2SO4
Na2SO4 + S + H2O
Donde hay formación de azufre, que aparece como un precipitado blanquecino a cierto tiempo de
la mezcla de los reactivos, dicho precipitado es el indicador de la velocidad de reacción. Para
determinar el efecto de la concentración en la velocidad de esta reacción se procede de la
siguiente forma:
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-
Disponer de 3 buretas que contengan respectivamente H2O, solución de H2SO4 0.1 M
y solución de Na2S2O3 0.1 M.
Tomar cuatro tubos de ensayo y prepare soluciones de Na2S2O3 con cuatro
concentraciones diferentes, a partir de la solución anteriormente indicada (0.1 M), por
dilución con agua, como muestra la siguiente tabla:
Tubo
Solución de
Na2S2O3 (ml)
Agua
(ml)
Concentración
Mezcla (M)
1.
2.
3.
4.
-
-
Disponga de u reloj para controlar el tiempo (segundos o minutos) de reacción.
Al tubo Nº 1 (que contiene solución de Na2S2O3, agregar 3 ml de solución de H2SO4 0.1
M y controle el tiempo (t) desde que se pone en contacto las soluciones hasta que
aparezca el precipitado blanquecino, que indica formación azufre.
Luego se agrega la solución de H2SO4 0.1 M al tubo Nº 2 y se controla el tiempo, se
repite la misma operación con el resto de los tubos.
Calcule la velocidad de reacción (v) como una magnitud inversa del tiempo, v = 1/t,
tabulando en la siguiente tabla:
Tubo
Concentración
Na2S2O3 (M)
Tiempo
(t)
Velocidad
V (1/seg)
1.
2.
3.
4.
CÁLCULOS A REALIZAR
-
Grafique la variación de la velocidad con respecto a la concentración.
EXPERIENCIA Nº 2 : EFECTO DE LA TEMPERATURA
El efecto de la temperatura en la velocidad de reacción, se cuantifica para la misma reacción
anterior, con el siguiente procedimiento:
-
Arme un equipo de baño maría.
Disponer de 4 tubos de ensayo con 3 ml de solución Na2S2O3 0.1 M en c/u y de otros 4
tubos que contengan 3 ml de solución de H2SO4 0.1 M.
Colocar un tubo con cada reactivo en baño maría.
Empezar a calentar el baño maría, cuando llegue
la temperatura a 35 ºC
aproximadamente, mezclar los 2 reactivos, sin sacar del agua el tubo de mezcla.
Anote el tiempo de aparición del azufre para esta temperatura.
Repita la mezcla con los otros 3 pares de tubos pero a distintas temperaturas,
aumentando cada vez 10 ºC.
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-
Anote el tiempo de aparición del azufre para cada temperatura.
Calcule la velocidad de reacción (v) como una magnitud inversa del tiempo, V = 1/t,
tabulando en la siguiente tabla:
Tubo
Temperatura
ºC
Tiempo
(t) seg
Velocidad
V (1/seg)
1.
2.
3.
4.
CÁLCULOS A REALIZAR
-
Grafique la variación de la velocidad con respecto a la temperatura.
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIONES
1.- Como afecta la concentración en velocidad de una reacción química.
2.- Como resulta el gráfico de la velocidad de una reacción química con respecto a la variación de
la temperatura.
3.- ¿Qué es ósmosis y presión osmótica?
4.- El ápio que se deja en una solución de agua salada se vuelve flácida, pero puede recuperar
su rigidez si se le coloca en agua. Explicar por que.
5.- ¿Por qué las partículas más pequeñas se disuelven más rápidamente que las más grandes?
6.- Explicar en sus propias palabras, por que:
a) Se añade sal al hielo para congelar un helado
7.- Explicar en sus propias palabras, por que:
a) El agua del mar congela con temperatura inferior al agua dulce.
8.- El ácido de un acumulador de automóvil contiene H2SO4 al 38% y tiene una densidad de
1,29 g/ml .calcular la normalidad de la solución.
9.- ¿Qué es un catalizador?
10.- ¿Qué es un biocatalizador dar un ejemplo?
BIBLIOGRAFÍA
-
Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
GUÍA DE INVESTIGACIÓN PRÁCTICA GIPs # 13
UNIDAD: III Tema: 7
TÍTULO: Medición de pH en diferentes soluciones
FECHA DE ENTREGA: 15 semana
PERÍODO DE EVALUACIÓN: 16 semana
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Existen diferentes teorías de lo que es un ácido y una base, una de las teorías más aceptadas es
la de Brønsted – Lowry, que define de la siguiente forma: Ácido: es aquella sustancia capas de
ceder protones [H+] y Base: es aquella que acepta protones.
Muchas sustancias en soluciones acuosas tienen concentraciones bastante pequeñas en
protones [H+], estos valores que se expresan en potencia negativa, ha veces lleva a una
interpretación incorrecta. Para que una solución acuosa sea ácida, básica o neutra, depende sólo
de la concentración del protón [H+], así:
Una solución es ácida, cuando [H+] > 1x 10 -7
Una solución es neutra, cuando [H+] = 1x 10 -7
Una solución es básica, cuando [H+] < 1x 10 -7
El pH o potencial de hidrógeno, es otra forma de expresar la concentración del protón [H+], que
consiste en identificar sólo el exponente negativo con el signo cambiado, que facilita su manejo e
interpretación. Matemáticamente se expresa de la siguiente forma:
pH = - Log [H+]
Para el cálculo de esta concentración del [H+], depende del tipo de sustancia, para los ácidos y
bases fuertes, la concentración del ión hidrógeno y oxidrilo respectivamente es igual
directamente a la concentración molar de la solución. Para los ácidos, bases débiles y sales
consideradas ácidas o básicas, la concentración del ión hidrógeno se debe calcular haciendo un
balance de contracciones iniciales y en equilibrio.
La escala del pH, está comprendida en el intervalo de 0 a 14 en medio acuoso. El pH puede ser
medido experimentalmente por dos métodos, método colorimétrico y el potenciométrico.
El método colorimétrico o de los Indicadores, consiste en usar mezclas de sustancias que
puestas en contacto con la solución a ensayar, toman un color diferente para cada pH. Cada
componente de la mezcla es un indicador y el conjunto suele llamarse indicador universal o papel
pH universal.
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El potenciométrico consiste en usar aparatos eléctricos llamados potenciómetros o pH – metros,
que indican la diferencia de potencial que hay entre dos electrodos, uno normal o de
comparación, y el otro que se sumerge en la solución a ensayar. El aparato lleva una escala que
indica las diferencias de potencial traducidas en valores de pH. Este método es el más preciso.
PRÁCTICA
OBJETIVOS
-
Verificar si una solución es ácida, alcalina o neutra, utilizando papel tornasol rojo o
azul.
Medir el pH de diferentes tipos de soluciones, utilizando papel pH universal.
Determinar la constante de equilibrio de un ácido débil.
MÉTODOS Y PROCEDIMIENTOS
EXPERIENCIA Nº 1 : MEDICION DEL pH EN LAS DIFERENTES SOLUCIONES
-
-
-
Tome goteros, que contengan en cada uno de ellos diferentes tipos de soluciones con
concentraciones conocidas, entre ellos ácidos, bases y sales: HCl, CH3COOH, NaOH,
Mg(OH)2, CH3COONa, FeCl3, CuSO4 y NaCl.
Tome pedacitos de papel tornasol azul o rojo y coloque a la orilla de un vidrio de reloj y echar
una gota de cada solución a cada pedazo y anote lo observado e indique si es ácido, base o
neutro cada solución.
Tome pedacitos de papel pH universal y proceda como en el caso anterior, luego compare los
colores observados con la escala de pH para medir el pH que tienen cada solución.
Las soluciones de los goteros pasar a vaso de precipitados y medir el pH con el pH-metro
(como el valor experimental).
Tomando en cuenta las concentraciones y sus constantes de acidez según el caso, calcule el
pH teórico de cada solución.
Calcule los errores relativos y tabule sus datos en la siguiente tabla:
TABULACIÓN DE DATOS
Solución
Conc
(M)
Papel
Tornasol
pH
Universal
pH-metro
Er
HCl
CH3COOH
FeCl3
Na2CO3
CH3COONa
Mg(OH)2
NaOH
NaCl
NaNO2
EXPERIENCIA Nº 2: DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE LA
SOLUCIÓN SALINA Y ÁCIDO DÉBIL
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Todos los electrolitos débiles tienen una constante de equilibrio (Keq), conocido con diferentes
nombres en diferentes tipos de reacciones, como: constante de acidez, constante de basicidad,
constante de hidrólisis, etc. Estos valores son propias da cada electrolito y están tabuladas en
diferentes libros de química, pero también pueden ser determinadas experimentalmente en el
laboratorio, a través de la medición de su pH, con el siguiente procedimiento:
-
Mida el pH de una solución de CH3COOH 0,1M usando el pH-metro.
Con el valor medido y la concentración de la solución, calcular la constante de hidrólisis.
Repita lo mismo par determinar la constante de acidez (Ka) de una solución salina
CH3COONa 0,1 M.
de
RESULTADOS
CONCLUSIONES
EVALUACIÓN
1.- ¿Cual el pH de la saliva?.
2.- ¿Cual el pH de la orina?.
3.- ¿Cual el pH de la sangre?.
4.- ¿Cual el pH del Jugo gástrico?.
5.- Explique el fenómeno de acidez estomacal
6.- ¿Que sucede con la persona si el pH de la sangre es mayor de lo normal ?
7.- ¿Como se calibra el pH-metro?
8.- ¿Cuáles son las ventajas y desventajas en el uso del papel pH universal y el pH-metro?
9.- Realice un listado de 5 indicares.
10.- ¿Qué es la lluvia ácida? ¿ cuales son las consecuencias?
BIBLIOGRAFÍA
-
Babor joseph “Química General y Moderna” 1958 signatura topográfica: COD. 540 B11
Kennet whiten “Química general” 1992. COD. 540 W 58
Brown lemay. “Química la ciencia central” 2004. COD. 540 B81
Cartolin walter. “Química teoría y práctica” 2005. COD 540 C24
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Anexos
* TABLAS de CONSTANTES
1. Constantes de disociación como ácido a 25°C
Ácido
1-Butanóico
Acético
Acetil Salicílico
Arsénico
Arsenioso
Benzoico
Biftalato de potasio
Bórico
Carbónico
Cianuro de
Hidrógeno
Cítrico
Cloroacético
Fenol
Fluoruro de
Hidrógeno
Fórmico
Fosfórico
Fosforoso
Fumárico
Glicólico
Hidrazoico
Hipocloroso
Ion amonio
Ion anilinio
Ion dimetil amonio
Ion etanol amonio
Ion etil amonio
Ion etilén amonio
Ion hidrazinio
Ion hidroxil amonio
Ion metil amonio
Ion piperidinio
Ion piridinio
Ion trimetil amonio
Láctico
Maleico
Málico
Malónico
Mandélico
Nitroso
o-Ftálico
Oxálico
Peróxido de
hidrógeno
Periódico
Pícrico
Pirúvico
Propanoico
Salicílico
Succínico
Sulfámico
Sulfúrico
Sulfuro de hidrógeno
Sulfuroso
Tartárico
Tiociánico
Tiosulfúrico
Tricloroacético
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Fórmula
CH3CH2CH2COOH
CH3COOH
Ka1
1.52 x 10-5
1.75 x 10-5
H3AsO4
H3AsO3
C6H5COOH
C8H5KO4
H3BO3
H2CO3
HCN
5.8 x 10-3
5.1 x 10-10
6.28 x 10-5
pKa1
4.81
4.75
3.49
2.23
9.29
4.20
5.81 x 10-10
4.45 x 10-7
6.2 x 10-10
9.23
6.35
9.20
HO2C(OH)C(CH2CO2H)2
CICH2COOH
C6H5OH
HF
8.4 x 10-4
1.36 x 10-3
1 x 10-10
6.8 x 10-4
3.08
2.86
10
3.16
HCOOH
H3PO4
H3PO3
trans-HOOCCH: CHCOOH
HOCH2COOH
HN3
HOCl
NH4+
C6H5NH3+
(CH3)2NH2+
HOC2H4NH3+
C2H5NH3+
+
H3NCH2CH2NH3+
H2NNH3+
HONH3+
CH3NH3+
C5H11NH+
C5H5NH+
(CH3)3NH+
CH3CHOHCOOH
cis-HOOCCH: CHCOOH
HOOCCHOHCH2COOH
HOOCCH2COOH
C6H5(CHOHCOOH)
HNO2
C6H4(COOH)2
HOOCCOOH
1.80 x 10-4
7.11 x 10-3
3 x 10-2
8.85 x 10-4
1.47 x 10-4
2.2 x 10-5
3.0 x 10-8
5.70 x 10-10
2.51 x 10-5
1.68 x 10-11
3.18 x 10-10
2.31 x 10-11
1.42 x 10-7
1.05 x 10-8
1.10 x 10-6
2.3 x 10-11
7.50 x 10-12
5.90 x 10-6
1.58 x 10-10
1.38 x 10-4
1.3 x 10-2
3.48 x 10-4
1.42 x 10-3
4.0 x 10-4
7.1 x 10-4
1.12 x 10-3
5.60 x 10-2
2.2 x 10-12
3.74
2.14
1.52
3.05
3.83
4.65
7.52
9.24
4.60
10.77
9.49
10.63
6.84
7.97
5.95
10.63
11.12
5.22
9.80
3.86
1.88
3.45
2.84
3.39
3.14
2.95
1.25
11.65
2 x 10-2
4.3 x 10-1
3.2 x 10-3
1.34 x 10-5
1.06 x 10-3
6.21 x 10-5
1.03 x 10-1
Fuerte
9.6 x 10-8
1.23 x 10-2
9.20 x 10-4
0.13
0.3
3
1.69
0.36
2.49
4.87
2.97
4.20
0.98
C9H8O4
H2O2
H2IO6
(NO2)3C6H2OH
CH3COCOOH
CH3CH2COOH
C6H4(OH)COOH
HOOCCH2CH2COOH
H2NSO3H
H2SO4
H2S
H2SO3
HOOC(CHOH)2COOH
HSCN
H2S2O3
Cl3CCOOH
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1.91
3.03
0.88
0.52
- 0.47
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Ka2
pKa2
Ka3
pKa3
1.1 x 10-7
6.95
3.2 x 10-12
11.49
4.69 x 10-11
10.32
1.8 x 10-5
4.74
4.0 x 10-6
5.4
6.32 x 10-8
1.62 x 10-7
3.21 x 10-5
7.19
6.79
4.49
4.5 x 10-13
12.34
1.18 x 10-10
9.92
5.9 x 10-7
8 x 10-6
2.01 x 10-6
6.22
5.09
5.69
3.91 x 10-6
5.42 x 10-5
5.40
4.26
5 x 10-9
8.30
2.31 x 10-6
5.63
1.02 x 10-2
1.3 x 10-14
6.6 x 10-8
4.31 x 10-5
1.99
13.88
7.18
4.36
2.5 x 10-2
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Yódico
1.7 x 10-1
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2. Constantes de solubilidad
Nombre
Fórmula
Kps
Bromuro de cobre (I)
Bromuro de plata
Carbonato de bario
Carbonato de calcio
Carbonato de estroncio
Carbonato de magnesio
Carbonato de plata
Carbonato de plomo (II)
Cloruro de mercurio (I)
Cloruro de plata
Cloruro de plomo (II)
Cromato de plomo (II)
Cromato de plata
Fluoruro de bario
Fluoruro de calcio
Fluoruro de plomo (II)
Fosfato de calcio
Fosfato de plomo (II)
Hidróxido de aluminio
Hidróxido de calcio
Hidróxido de cobre (II)
Hidróxido de cromo (III)
Hidróxido de hierro (II)
Hidróxido de hierro (III)
Hidróxido de magnesio
Hidróxido de zinc
Sulfato de bario
Sulfato de estroncio
Sulfato de plata
Sulfuro de bismuto
Sulfuro de cadmio
Sulfuro de cobalto (II)
Sulfuro de cobre (II)
Sulfuro de estaño (II)
Sulfuro de hierro (II)
Sulfuro de manganeso (II)
Sulfuro de mercurio (II)
Sulfuro de níquel (II)
Sulfuro de plata
Sulfuro de plomo (II)
Sulfuro de zinc
Yodato de bario
Yoduro de cobre (I)
Yoduro de plata
Yoduro de plomo (II)
CuBr
AgBr
BaCO3
CaCO3
SrCO3
MgCO3
Ag2CO3
PbCO3
Hg2Cl2
AgCl
PbCl2
PbCrO4
Ag2CrO4
BaF2
CaF2
PbF2
Ca3(PO4)2
Pb3(PO4)2
Al(OH)3
Ca(OH)2
Cu(OH)2
Cr(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
Mg(OH)2
Zn(OH)2
BaSO4
SrSO4
Ag2SO4
Bi2S3
4.2 * 10-8
7.7 * 10-13
8.1 * 10-9
8.7 * 10-9
1.6 * 10-10
4.0 * 10-5
8.1 * 10-12
3.3 * 10-14
3.5 * 10-18
1.8 * 10-10
2.4 * 10-4
2.0 * 10-14
2.37 * 10-12
1.7 * 10-6
4.0 * 10-11
4.1 * 10-8
1.2 * 10-26
7.9 * 10-43
1.8 * 10-33
8.0 * 10-6
2.2 * 10-20
3.0 * 10-29
1.6 * 10-14
1.1 * 10-36
1.2 * 10-11
1.8 * 10-14
1.1 * 10-10
3.8 * 10-7
1.4 * 10-5
1.6 * 10-72
8.0 * 10-28
4.0 * 10-21
6.0 * 10-37
1.0 * 10-26
6.0 * 10-19
3.0 * 10-14
4.0 * 10-54
1.4 * 10-24
6.0 * 10-51
3.4 * 10-28
3.0 * 10-23
1.57 * 10-9
5.1 * 10-12
8.3 * 10-17
1.4 * 10-6
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CdS
CoS
CuS
SnS
FeS
MnS
HgS
NiS
Ag2S
PbS
ZnS
Ba(IO3)2
CuI
AgI
PbI2
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Reglas de Solubilidad
• Solubles:
1. Son solubles todos los compuestos comunes del Grupo IA y del ion amonio NH4+.
2. Son solubles todos los nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO-) y la mayoria de los percloratos
(ClO4-)
3. Son solubles todos los cloruros (Cl-), bromuros (Br-) y yoduros (I-), excepto los de Ag+, Pb2+, Cu+,
y Hg2 2+.
4. Son solubles todos los sulfatos comunes (SO4 2-), excepto los de Ca2+, Sr 2+, Ba2+, Pb2+, Ag+.
• Insolubles:
5. Son insolubles todos los hidróxidos metálicos, excepto los del Grupo IA y los del Grupo IIA
empezando por Ca2+.
6. Son insolubles todos los carbonatos (CO3 2-), fosfatos (PO4 3-) y cromatos (Cr2O4 2-), excepto los del
Grupo IA y los de NH4+.
7. Son insolubles todos los sulfuros excepto los de los Grupos IA y IIA y los de NH4+.
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3. Potenciales de reducción
Semirreacción
2CO2 (g) + 2H+ + 2e2H+ (ac) + 2e2H2O + 2e2Hg2+ (ac) + 2e4H+ + SeO42- + 2eAg+ (ac) + eAl3+ (ac) + 3eAgCl (s) + eAu3+ (ac) + 3eBa2+ (ac) + 2eBe2+ (ac) + 2eBr2 (l) + 2eCo3+ (ac) + eCl2 (g) + 2eCa2+ (ac) + 2eCd2+ (ac) + 2eCe4+ (ac) + eCo2+ (ac) + 2eCr2O72- (ac) + 14H+ (ac) + 6eCr3+ (ac) + 3eCu2+ (ac) + eCu2+ (ac) + 2eF2 (g) + 2eFe2+ (ac) + 2eFe3+ (ac) + eH2O2 (ac) + 2H+ (ac) + 2eH2SeO3 + 4H+ + 4eHg2+ (ac) + 2eI2 (ac) + 2eIO3- (ac) + 6H+ +5eIO3- (ac) + 6H+ + 5eIO3- (ac) + 3H2O + 6eK+ (ac) + eLi+ (ac) + eMg2+ (ac) + 2eMn2+ (ac) + 2eMnO2 (s) + 4H+ (ac) + 2eMnO4- (ac) + 2H2O + 3eMnO4- (ac) + 8H+ (ac) + 5eNO3- (ac) + 4H+ (ac) + 3eNa+ (ac) + eNi2+ (ac) + 2eNO3- + 3H+ + 2eO2 (g) + 2H2O + 4eO2 (g) + 4H+ (ac) + 4eO2 (g) + 2H+ (ac) + 2eO3 (g) + 2H+ (ac) + 2ePbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO42- (ac) + 2ePb2+ (ac) + 2ePbSO4 (s) + 2eSeO42- + 4H+ + 2eSn2+ (ac) + 2eSn4+ (ac) + 2eSO42- (ac) + 4H+ (ac) + 2eSr2+ (ac) + 2eTl+ (ac) + eUO22+ + 4H+ + 2eZn2+ (ac) + 2e-
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Producto
H2C2O4
H2 (g)
H2 (g) + 2OH- (ac)
Hg22+ (ac)
H2SeO3 + H2O
Ag (s)
Al (s)
Ag (s) + Cl- (ac)
Au (s)
Ba (s)
Be (s)
2Br- (ac)
Co2+ (ac)
2Cl- (ac)
Ca (s)
Cd (s)
Ce3+ (ac)
Co (s)
2Cr3+ (ac) + 7H2O
Cr (s)
Cu+ (ac)
Cu (s)
2F- (ac)
Fe (s)
Fe2+ (ac)
2H2O
Se (s) + 3H2O
Hg (l)
2I- (ac)
_ I2(s) + 3H2O
_ I2 (ac) + 3H2O
I- + 6OHK (s)
Li (s)
Mg (s)
Mn (s)
Mn2+ + 2H2O
MnO2 (s) + 4OH- (ac)
Mn2+ (ac) + 4H2O
NO (g) + 2H2O
Na (s)
Ni (s)
HNO2 + H2O
4OH- (ac)
2H2O
H2O2 (ac)
O2 (g) + H2O (l)
PbSO4 (s) + 2H2O
Pb (s)
Pb (s) + SO42- (ac)
H2SeO3 + H2O
Sn (s)
Sn2+ (ac)
SO2 (g) + 2H2O
Sr (s)
Tl (s)
U4+ + 2H2O
Zn (s)
I D A D
82
D
E
E° (V)
- 0.49
0.00
- 0.83
+ 0.92
+ 1.15
+ 0.80
- 1.66
+ 0.22
+ 1.50
- 2.90
- 1.85
+ 1.07
+ 1.82
+ 1.36
- 2.87
- 0.40
+ 1.61
- 0.28
+ 1.33
- 0.74
+ 0.15
+ 0.34
+ 2.87
- 0.44
+ 0.77
+ 1.77
+ 0.74
+ 0.85
+ 0.615
+ 1.196
+ 1.178
+ 0.26
- 2.93
- 3.05
- 2.37
- 1.18
+ 1.23
+ 0.59
+ 1.51
+ 0.96
- 2.71
- 0.25
+ 0.94
+ 0.40
+ 1.23
+ 0.68
+ 2.07
+ 1.70
- 0.13
- 0.31
+ 1.15
- 0.14
+ 0.13
+ 0.20
- 2.89
- 0.336
+ 0.334
- 0.76
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FACULTAD DE CIENCIAS DE LA SALUD
CARRERA DE BIOQUÍMICA Y FARMACIA
Constantes de formación de complejos con EDTA
Catión
KMY
2.1 x 10 7
+
Ag
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Mn2+
Fe2+
Co2+
Ni2+
Cu2+
Zn2+
Cd2+
Hg2+
Pb2+
Al3+
Fe2+
Log KMY
7.32
8.69
10.70
8.63
7.76
13.79
14.33
16.31
18.62
18.80
16.50
16.46
21.80
18.04
16.13
25.1
25.9
23.2
4.9 x 10 8
5.0 x 10 10
4.3 x 10 8
5.8 x 10 7
6.2 x 10 13
2.1 x 10 14
2.0 x 10 16
4.2 x 10 18
6.3 x 10 18
3.2 x 10 16
2.9 x 10 16
6.3 x 10 21
1.1 x 10 18
1.3 x 10 16
1.3 x 10 25
7.9 x 10 25
1.6 x 10 23
V3+
Th4+
Valores de a para EDTA a distintos valores de pH
U N
I V E R S
I D A D
pH
a
2.0
3.0
4.0
5.0
6.0
7.0
8.0
9.0
10.0
11.0
12.0
3.7 x 10 -14
2.5 x 10 –11
3.6 x 10 –9
3.5 x 10 –7
2.2 x 10 –5
4.8 x 10 –4
5.4 x 10 –3
5.2 x 10 –2
3.5 x 10 –1
8.5 x 10 –1
9.8 x 10 –1
D
A Q U
E
83
I N
O
B O L
I V
I A