Departamento de Química Analítica

Plan Piloto de Adaptación al EEES.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
Departamento de Química Analítica
Facultad de Ciencias
Universidad de Córdoba
PLAN PILOTO DE ADAPTACIÓN AL
ESPACIO EUROPEO EN EDUCACIÓN SUPERIOR (EEES)
ASIGNATURA:
“QUÍMICA ANALÍTICA”
LICENCIATURA:
“QUÍMICA”
CURSO:
1º
Profesores: Miguel Valcárcel Cases
Manuel Silva Rodríguez
AÑO ACADÉMICO 2004-2005
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
Índice
Página
INTRODUCCIÓN
5
PROGRAMAS DE LA ASIGNATURA
9
ORGANIZACIÓN DEL CURSO
19
SEMINARIOS:
23
Distribución de alumnos en grupos
Bloque I
Bloque II
Bloque III
Bloque IV
Bloque V
25
27
53
73
93
113
EVALUACIONES CONTINUAS
133
EVALUACIONES PARCIALES Y FINALES
161
CALIFICACIONES FINALES
198
VALORACIÓN DE LA EXPERIENCIA
204
4
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
INTRODUCCIÓN
5
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
Introducción
Los Planes Piloto para la preparación del EEES se centran en los cambios del
sistema enseñanza-aprendizaje en disciplinas ubicadas en los actuales Planes
de Estudio, que son “hostiles” al nuevo sistema. Pueden ser un arma de dos
filos: uno muy positivo, pues suponen la adaptación y aprendizaje del nuevo
sistemas, y otro muy negativo, ya que si no se preparan concienzudamente el
lógico fracaso proporcionará argumentos sólidos a los profesores refractarios al
cambio.
¿Cómo deben plantearse los Planes Piloto para la preparación del EEES? De
las amplias y variadas experiencias desarrolladas en universidades españolas
en los últimos tres años, se deduce que un enfoque correcto implica los
siguientes apartados:
(1) Planificación rigurosa con participación del profesorado implicado.
(2) Inversión
económica
para
apoyar
el
cambio
(ej.
estímulos
al
profesorado, cambio de tamaño de las aulas y movilidad del mobiliario,
etc).
(3) Preparación previa de los stakeholders del proceso: profesores,
estudiantes y gestores.
(4) Selección rigurosa con combinación de criterios de las Titulaciones a
involucrar.
(5) No comenzar los Planes Piloto a cursos diferentes a los de 1º.
(6) Clarificar la situación de los repetidores.
(7) Establecer un seguimiento sistemático de las experiencias.
(8) Comunicar a la comunidad universitaria los resultados alcanzados
(éxitos, fracasos, propuestas de mejora, etc).
(9) Establecer benchmarking con otras universidades.
Se expone en este Informe la experiencia de dos profesores en la impartición
de la materia “Química Analítica” de primer curso de la Licenciatura en Química
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
durante el curso 2004-2005 en la Universidad de Córdoba. Pese a que las
autoridades académicas no lo han solicitado, se considera imprescindible una
recopilación y valoración de la experiencia con vistas a introducir mejoras en la
impartición de la misma disciplina en el próximo curso académico 2005-2006.
La estructura de este Informe es doblemente recopilativa y valorativa. Por una
parte, se recogen todos los documentos relevantes distribuidos a los alumnos:
-
Programa oficial.
-
Organización del curso.
-
Materiales para los seminarios participativos.
-
Evaluaciones continuas.
-
Exámenes parciales y finales.
Por otra, se valora la experiencia en dos apartados:
-
Calificaciones finales, que se comparan con del curso anterior (20032004) en que se impartió la asignatura con el sistema tradicional de
enseñanza-aprendizaje.
-
Valoración de las experiencias mediante un análisis Dafos.
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Licenciatura en Química
PROGRAMAS
DE LA
ASIGNATURA
- OFICIAL
- ENTREGADO AL ALUMNADO
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Licenciatura en Química
Programa oficial de la asignatura
DATOS DE LA ASIGNATURA
Titulación:
Licenciatura en Química
Código:
850047
Asignatura:
Química Analítica
Carácter:
Troncal
Tipo:
Anual
Curso:
2004-2005
Créditos ECTS:
Créditos Totales LRU:
9
Descriptores (BOE):
Introducción a la Química Analítica. El proceso analítico.
Operaciones básicas del método analítico. Disoluciones iónicas.
Reacciones ácido-base. Reacciones de formación de complejos.
Reacciones de precipitación. Reacciones redox. Análisis
cuantitativo volumétrico y gravimétrico.
Departamento:
Química Analítica
Área de Conocimiento:
Química Analítica
Idioma en el que se imparte:
Teóricos: 7
2
Español
PROFESORADO
Responsable:
Prácticos:
8
Miguel Valcárcel Cases
Manuel Silva Rodríguez
Ubicación
Tutorias
Horas/semana
Dpto. Química Analítica
Ed. Marie Curie (Anexo)
6.0
Otros:
Contexto de la
asignatura: (enmarcar la
asignatura en el plan de
estudios y su repercusión
en el perfil profesional)
La asignatura puede considerarse como una introducción básica a los
procesos de medida en Química. Supone una plataforma para las demás
disciplinas de esta área de conocimiento, que se imparten en los siguientes
cursos de la Licenciatura.
Objetivos de la
Asignatura:
Introducir al alumno en el Análisis, tercer componente básico de la
Química.
Desarrollar sistemáticamente los principios de la Química Analítica y
equilibrio iónicos con sus aplicaciones cuali y cuantitativas.
Promover la resolución razonada de problemas numéricos y analíticos de
las materias antes citadas.
Competencias básicas y
destrezas teóricoprácticas a adquirir por
el alumno:
Conocer los principios básicos de la ciencias analítica, tanto metrológicos
como de índole práctica.
Aplicar los principios químico-analíticos a la resolución de problemas
informativos.
Conocer los principales equilibrios iónicos y sus aplicaciones,
fundamentalmente valoraciones y gravimetrías.
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Recomendaciones para
estudiantes que
cursaran la asignatura
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
Repaso de los problemas de Química que ha resuelto en la enseñanza
secundaria.
Formación en las tecnologías de trabajo en equipo.
Entrenamiento en el manejo de las páginas web para que el dossier
electrónico diseñado para la asignatura sea eficaz y eficiente.
Programa de
contenidos Teóricos:
Bloque 1.- Introducción a la Química Analítica. Principios. Propiedades
analíticas. Trazabilidad y materiales de referencia. Proceso químico-analítico.
Aspectos cualitativos y cuantitativos de la Química Analítica.
Bloque 2.- Equilibrios y valoraciones ácido-base.
Bloque 3.- Equilibrios y valoraciones de formación de complejos.
Bloque 4.- Equilibrios heterogéneos de precipitación, valoraciones de
precipitación y gravimetrías.
Bloque 5.- Equilibrios y valoraciones redox.
Programa de
contenidos Prácticos:
Bloque 1.- Cuestiones teórico-prácticas sobre el contenido del programa
teórico y resolución de problemas analíticos.
Bloques 2 a 5.- Resolución de problemas numéricos de equilibrios iónicos,
valoraciones y gravimetrías.
Competencias a
adquirir por unidades
temáticas:
Bloque 1.- Dominio de la generación de información química de calidad.
Bloques 2 a 5.- Conocimiento de los equilibrios iónicos y sus aplicaciones
cuali y cuantitativas.
Metodología Docente:
Se basará en una cuidada coordinación entre las clases presenciales en el
aula, en las que el profesor explicará los hitos principales de cada tema que
están ampliamente desarrollados en los dos libros de texto recomendados, de
los que son autores el profesorado responsable, la resolución razonada de
problemas numéricos y analíticos, y los seminarios y actividades
dirigidas para incidir sobre la aplicación de lo desarrollado en casos prácticos
relacionados con la información química requerida para tomar decisiones
fundamentadas y eficaces.
Evaluación: (Criterios de
evaluación claros)
La evaluación principal de la asignatura, consistirá en dos exámenes
parciales y un examen final para aquellos alumnos que no hayan superado 1
ó 2 parciales. Tanto los exámenes parciales como los finales constarán de 20
cuestiones teóricas de tipo test de mayor o menor extensión y 3-4 problemas
numéricos/analíticos que podrán resolverse con los conocimientos adquiridos
en las clases prácticas de aula.
Este examen combinado de teoría y problemas numéricos tendrá un peso del
80% en la calificación final. A esta calificación contribuirán también la
calificación obtenida en los seminarios y en la interacción del alumno
mediante las actividades dirigidas, siempre que en la nota del examen se
obtenga como mínimo el 40% de la calificación máxima (4 sobre 10). Así la
valoración positiva del trabajo realizado en los seminarios y a través de las
actividades dirigidas aumentará la calificación del examen hasta el total de su
puntuación.
Planificación temporal:
(esquema flexible donde
queden recogidas
expresamente las
actividades
académicamente
dirigidas)
Para un mayor rendimiento por parte del alumno de las actividades dirigidas,
el curso de dividirá en varios grupos con un promedio de 20 alumnos por
grupo, realizando mensualmente cada grupo una sesión dirigida por el
profesor para seguimiento y evaluación de las actividades programadas.
Estas actividades consistirán en la resolución de cuestiones y problemas
propuestos por el profesor y el alumno, para lo cual dispondrá de un Dossier
electrónico interactivo. En dicho dossier, además de encontrar información
general sobre la asignatura y el desarrollo del curso, podrá bajar e incorporar
información sobre temas, cuestiones, problemas, etc. así como participar en
un forum de discusión sobre una temática en concreto.
Bibliografía: (La general
breve, la específica por
unidades temáticas)
Principios de Química Analítica. M. Valcárcel. Springer Ibérica,
Barcelona, 1999.
Equilibrios iónicos y sus aplicaciones analíticas. M. Silva y J.
Barbosa. Síntesis, Madrid, 2002.
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Licenciatura en Química
Distribución ECTS de la asignatura de 1º de Química
Actividad
Actividad Docente
Evaluación
Horas
presenciales
Horas no
presenciales
Horas
50
49
73.5
122.5
Problemas numéricos. Se valorarán
razonamientos, unidades y convenios,
resultados, lenguaje, etc
30
10
7.5
17.5
Exposición del seminario
en el aula
Se valorará contenido, exposición,
presentación, etc
10
4
3.0
7.0
Presentación de
normas. Explicación
de las prácticas
Cuaderno de laboratorio,
anotaciones,
experimentos, ejercicios,
informe, etc.
Evaluación continuada, cuaderno,
ejercicios, informes, actitud
Prácticas de
campo
Explicación de las
prácticas
Cuaderno de campo,
anotaciones, ejercicios,
informe, etc
Evaluación continuada, cuaderno,
ejercicios, informes, actitud
Ejercicios y
problemas,
realización de
trabajos, informes,
seminarios, etc
Preparar colección
base de cuestiones
teóricas y problemas
Resolver cuestiones y
problemas propuestos
por el profesor y por el
alumno
Ejercicios, trabajos, informes, etc
26.3
26.3
40
40
150.3
213.3
Materia
Profesor
Alumno
Procedimiento
Peso en la
nota final
Teoría
Exposición de la
Teoría. Apoyo con
audiovisuales
Tomar apuntes, copiar el
material audiovisual
Tipo de preguntas. Se valorará
razonamiento y capacidad de síntesis
Ejercicios y
problemas
Respuestas y
soluciones
Apuntes. Formulación de
preguntas y dudas
Seminarios
Distribución de los
trabajos,
recomendar
bibliografía, orientar
Clases en laboratorio
Prácticas de
laboratorio
Clases en campo
Actividades dirigidas
Clases en aula
c
Teoría y/o
problemas
Poner, vigilar y
corregir el examen.
Calificar
globalmente al
alumno
Exámenes
Prácticas
Preparación de examen
(nº horas)
Realización de examen
(nº horas)
a
Preparación de examen
(nº horas)
Realización de examen
(nº horas)
TOTAL CARGA DOCENTE DEL ALUMNO
a
10
ECTS
100 %
63
b
( ) 1 crédito ECTS = 26.67 horas trabajo. ( ) Estudio personal del alumno durante el curso 15 o 30 semanas: 1.5 horas de estudio por cada hora de teoría, 0.75 horas de estudio por cada hora de
c
prácticas. ( )Las tutorías se encuentran incluidas en el total de Actividades Académicamente Dirigidas.
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Licenciatura en Química
Programa de la asignatura entregado
al alumnado
TITULACIÓN
QUÍMICA
CURSO ACADÉMICO 2004 – 2005
TÍTULO DE LA ASIGNATURA
CÓDIGO
850047
QUIMICA ANALITICA
CURSO EN QUE SE IMPARTE:
TIPO DE ASIGNATURA:
NÚMERO DE CRÉDITOS:
ÁREA DE
CONOCIMIENTO:
PRIMERO
TRONCAL
TEÓRICOS 7
GRUPO
A
OBLIGATORIA
OPTATIVA
L.C.
PRÁCTICOS 2
QUIMICA ANALÍTICA
DEPARTAMENTO/S RESPONSABLE/S
DENOMINACIÓN
UBICACIÓN
QUIMICA ANALÍTICA
ANEXO C-3
PROFESORADO QUE LA IMPARTE
TEORÍA
PRÁCTICAS
Miguel Valcárcel Cases
Miguel Valcárcel Cases
Manuel Silva Rodríguez
Manuel Silva Rodríguez
DESCRIPTORES SEGÚN B.O.E.:
Introducción a la Química Analítica. El proceso analítico. Operaciones básicas del
método analítico. Disoluciones iónicas. Reacciones ácido-base. Reacciones de
formación de complejos. Reacciones de precipitación. Reacciones redox. Análisis
cuantitativo gravimétrico y volumétrico.
OBJETIVOS:
1) Introducir al alumno al tercer componente básico de la Química (Análisis).
2) Desarrollar sistemáticamente los siguientes tópicos generales de la Química
Analítica (teniendo en cuenta los contenidos de las asignaturas troncales y obligatorias
que el alumno va a cursar en cursos posteriores):
- Principios básicos de la Química Analítica.
- Equilibrios iónicos: aspectos básicos y aplicaciones cualitativas y cuantitativas
(volumetrías y gravimetrías
3) Promover la resolución razonada de problemas numéricos y analíticos sobre las
materias antes citadas.
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Licenciatura en Química
PROGRAMA TEÓRICO:
BLOQUE I: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA
1. Principios de la Química Analítica
2. Propiedades Analíticas
3. Trazabilidad.
4. Proceso Analítico
5. Aspectos Cualitativos de la Química Analítica
6. Aspectos Cuantitativos de la Química Analítica
BLOQUE II: EQUILIBRIOS Y VALORACIONES ÁCIDO-BASE
7. Introducción al Equilibrio Químico
8. Equilibrios Ácido-Base (I). Conceptos Generales
9. Equilibrios Ácido-Base (II). Disoluciones Reguladoras y Otros Aspectos
10. Valoraciones Ácido-Base (I). Curvas de Valoración, Indicadores y Errores.
11. Valoraciones Ácido-Base (II). Aplicaciones
BLOQUE III: EQUILIBRIOS Y VALORACIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
12. Equilibrios de Formación de Complejos.
13. Valoraciones de Formación de Complejos
BLOQUE
IV:
EQUILIBRIOS
HETEROGÉNEOS,
PRECIPITACIÓN Y GRAVIMETRÍAS
14. Equilibrios Heterogéneos de Precipitación
15. Valoraciones de Precipitación
16. Gravimetrías
VALORACIONES
DE
BLOQUE V: EQUILIBRIOS Y VALORACIONES REDOX
17. Equilibrios Redox
18. Valoraciones Redox (I). Curvas de Valoración, Indicadores y Errores
19. Valoraciones Redox (II). Aplicaciones
PROGRAMA PRÁCTICO:
Problemas numéricos y analíticos relacionados con el contenido de cada uno de los
Bloques
PLANIFICACIÓN TEMPORAL:
BLOQUE I:
BLOQUE II:
Noviembre-Diciembre 2004
Enero-Marzo 2005
1º PARCIAL: 11 Marzo 2005
BLOQUES III-V:
Marzo-Junio 2005
2º PARCIAL: 20 Junio 2005
EXAMEN FINAL: 5 Julio 2005
EXAMEN DE SEPTIEMBRE: 12 Septiembre 2005
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Licenciatura en Química
ORGANIZACIÓN DEL CURSO:
Se llevarán a cabo tres tipos de actividades:
- Clases teóricas
(60 %) PRESENCIALES PARA TODO EL CURSO
- Clases de Problemas (30 %)
“
“
- Seminarios
(10 %) PRESENCIALES POR GRUPO
Para el desarrollo de los seminarios, el curso se dividirá en cuatro grupos: A, B, C y D.
A su vez, cada grupo se dividirá en subgrupos para el desarrollo de tareas específicas.
SISTEMA DE EVALUACIÓN:
La evaluación principal de la asignatura, consistirá en dos exámenes parciales y un
examen final para aquellos alumnos que no hayan superado 1 ó 2 parciales. Tanto los
exámenes parciales como los finales constarán de 20 cuestiones teóricas de tipo test
de mayor o menor extensión y 3-4 problemas numéricos / analíticos que podrán
resolverse con los conocimientos adquiridos en las clases prácticas de aula.
Este examen combinado de teoría y problemas numéricos tendrá un peso del 80% en
la calificación final. A esta calificación contribuirán también la calificación obtenida en
los seminarios y en la interacción del alumno mediante las actividades dirigidas,
siempre que en la nota del examen se obtenga como mínimo el 40% de la calificación
máxima (4 sobre 10). Así la valoración positiva del trabajo realizado en los seminarios
y a través de las actividades dirigidas aumentará la calificación del examen hasta el
total de su puntuación.
CONTROL DE ASISTENCIA A CLASES Y SEMINARIOS:
Dada la obligatoriedad de asistencia a clase de los alumnos en el nuevo sistema de
enseñanza-aprendizaje, se realizará un riguroso control de la misma. El procedimiento
a seguir se anunciará al comienzo de las clases presenciales.
Repercusión de la asistencia a clase en la evaluación
Las calificaciones reseñadas se mantendrán para una asistencia a clase del 90% (7
faltas permitidas).
No se evaluarán a los alumnos en los que se detecte una falta de asistencia superior
al 50%.
Para los alumnos en los que se detecte una falta de asistencia entre el 10 y el 50%, se
reducirá la calificación global de la asignatura en 0.1 puntos por falta de asistencia
detectada.
REPETIDORES
Deberán manifestar al comienzo del curso una de las siguientes opciones:
1) Incorporación plena al nuevo sistema de enseñanza-aprendizaje.
2) Asistencia no regular a clase. En este caso, los exámenes parciales y finales
versarán
sobre la materia impartida en el presente curso.
BIBLIOGRAFÍA:
• 1. Principios de Química Analítica. M. Valcárcel. Springer-Verlag Ibérica. Barcelona.
1999.
• 2. Equilibrios iónicos y sus aplicaciones analíticas. M. Silva y J. Barbosa. Editorial
Síntesis, Madrid. 2002.
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Licenciatura en Química
ORGANIZACIÓN
DEL
CURSO
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Licenciatura en Química
Organización del curso
Al ser la “Química Analítica” una asignatura atípica de 1º curso de la
Licenciatura en Química, por tener una duración intermedia entre un
cuatrimestre y anual (9 créditos (7 teóricos, 2 de aula)) y no tener clases
prácticas de laboratorio, es evidente que esta primera aproximación al nuevo
sistema de enseñanza-aprendizaje que comporta el EEES ha tenido que
adaptarse a estas peculiaridades. Desde el primer momento se fue consciente
del problema que el cambio originaba a los alumnos repetidores. Por ello, se
establecieron las “reglas de juego” en el Programa Oficial de la disciplina.
Tal como puede comprobarse en los apartados correspondientes de este
Informe, la disciplina se ha estructurado de la forma siguiente:
(A) Estructura del contenido. Se ha dividido en cinco bloques bien
diferenciados y secuenciales y de diferente extensión temática.
(B) Organización en grupos estables del alumnado para la organización
de los seminarios y para que el máximo de asistentes no sobrepase los
20 alumnos.
(C) Estructura de la impartición. Se ha dividido la impartición en gloques.
En cada uno de ellos se han desarrollado:
•
Clases teóricas, con una reducción de ~ 20% respecto a la forma
tradicional de enseñanza-aprendizaje.
•
Talleres-seminarios, se han dedicado a dos tipos de actividades:
-
Cuestiones relacionadas con la teoría planteada al mismo
estilo en que se realizaron las evaluaciones.
-
Problemas numéricos con resultados finales.
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Licenciatura en Química
con la participación activa de los estudiantes. En cada sesión los
estudiantes presentaron por grupos los resultados de cuestiones y
problemas asignados a cada grupo.
Un aspecto clave de la organización de la disciplina ha sido el soporte
documental aportado por el profesorado:
a) Dos libros de texto de los que son autores los profesores
involucrados y que cubren el 100% de la temática de la materia:
-
“Principios de Química Analítica”. M. Valcárcel. SpringerIbérica. Barcelona, 2000.
-
“Equilibrios iónicos y su aplicación analítica”. M. Silva, J.
Barbosa. Síntesis. Madrid, 2002.
b) Desarrollo de los documentos de soporte a los seminarios, que se
encuentran completo en otros apartados de este Informe.
La evaluación de los estudiantes se ha realizado en dos fases:
1) Evaluación continua, utilizando pruebas-test para cada grupo de
estudiantes; éstas se encuentran en un apartado de este Informe.
2) Exámenes tradicionales: dos parciales (marzo y junio de 2005) y dos
finales (julio y septiembre de 2005).
La fórmula de evaluación se encuentra en el correspondiente apartado de este
Informe.
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SEMINARIOS
(Ejemplos)
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Seminarios
DISTRIBUCIÓN DE ALUMNOS EN GRUPOS
GRUPO A
Subgrupo A-1
Aranda Ruz, Francisco
Ariza Carmona, Luisa M.
Blanco Barrera, José A.
Cabezas Gallego, Arturo J.
Calderón Santiago, Mónica
GRUPO B
Subgrupo B-1
Fernández Ruiz, José A.
Fuentes Espinosa, José M.
García Lozano, María
García Porcuna, Inmaculada
González Granados, Zoilo
Subgrupo A-2
Cantero de la Rosa, Eloy
Cañaveras Robles, Fernando
Cañete Rodríguez, Ana
Cardeñona García, Vanesa
Chamizo Ampudia, Alejandro
Subgrupo B-2
Jiménez Millán, Eugenio
López Aguilera, Francisco
López Rodríguez, Alberto J.
López Tenllado, Francisco J.
Lozano Quiles, Emanuel
Subgrupo A-3
Delgado López, Rocío
Doncel Dios, Isabel M.
Extremara Jaén, Rosalía
Fernández Peralbo, Auxiliadora
Subgrupo B-3
Lozano Rueda, Javier
Medel Osuna, Carlos
Mena Bravo, Antonio
Molina Delgado, Mª Ángeles
GRUPO C
Subgrupo C-1
Montesinos González, Mª Isabel
Moral Pérez, Amalisa
Morales Jiménez, Carolina
Moreno Zamora, Rosa M.
Naranjo Martín, Marta
GRUPO D
Subgrupo D-1
Rodríguez López, Inmaculada
Ruiz Alcalde, Manuel
Ruiz Jiménez, Esther
Sánchez Calvo-Rubio, Belén
Sánchez Moyano, Ángela
Subgrupo C-2
Navarro Labrid, Alfonso
Ortega Cantos, Macarena
Osuna Navarrete, Miguel A.
Osuna Villalba, José R.
Otero Izquierdo, Rocío
Subgrupo D-2
Sánchez Osuna, Ángela
Sánchez Toril, Silvia
Santiago Casado, Laura
Serrano Ortiz, María
Solano León, Mª Dolores
Subgrupo C-3
Peralbo Molina, Ángela
Porras Carmona, Rosa M.
Portal García, Miguel A.
Río Jemes, Rosa Mª del
Subgrupo D-3
Vigara Martín, Rocío
Tenorio Ramírez, Ana
Ruiz Gutiérrez, Rocío
Hammouch Caballero, Zahira
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Licenciatura en Química
BLOQUE I
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA
1. CUESTIONES
2. PROBLEMAS NUMÉRICOS
3. TEMAS PARA TRABAJO EN EQUIPO
22
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Licenciatura en Química
1. CUESTIONES BLOQUE I
Lecciones 1, 2, 3
1.
En un ejercicio interlaboratorio bajo el control de la Unión Europea se determina el contenido de
triglicéricos en una muestra de sangre siendo éste de 165 ± 5 mg/100 mL. Este material se puede
considerar: (marcar con una X):
[ ] Estándar químico
[ ] Material de referencia
[ ] Estándar químico-analítico primario
[ ] Estándar químico-analítico secundario
[ ] Material de referencia certificado
2.
Indicar (marcar con una X) qué tipo de determinación corresponde a cada uno de los siguientes
ejemplos:
DETERMINACIÓN DE
MICRO
MACRO
EJEMPLOS
TRAZAS
COMPONENTES
COMPONENTES
Determinación de plaguicidas en orina
Determinación de calcio en una
muestra de leche
Determinación de proteínas en carne
de vacuno
3.
En la curva de calibrado obtenida en la determinación fotométrica de hierro en vinos, en el intervalo
dinámico de concentraciones de hierro (marcar con una X):
[ ] La sensibilidad permanece constante
[ ] Su límite inferior viene dado por el límite de detección
[ ] La sensibilidad es siempre mayor que cero
[ ] Su límite inferior viene dado por el límite de cuantificación
4.
Indicar (marcar con una X) el tipo de estándar en cada uno de los siguientes casos:
ESTÁNDAR
Químico analítico
Básico
Químico
Primario
Secundario
Isótopo 12 del carbono
Disolución de KMnO4 0,1 eq L-1
Ftalato ácido de potasio
Plata ultrapura
Faraday
5.
¿Con qué propiedad(es) analítica(s) se relacionan directamente los siguientes conceptos?. (Marcar
con una X)
TRAZABILIDAD
[ ] Precisión
[ ] Exactitud
[ ] Sensibilidad
ROBUSTEZ
[ ] Rapidez
[ ] Precisión
[ ] Selectividad
PRODUCTIVIDAD
[ ] Rapidez
[ ] Bajo coste [ ] Representatividad
Hasta un total de 23
23
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Licenciatura en Química
2. PROBLEMAS NUMÉRICOS
Lección 2
GRUPO A
Subgrupo A-1
1.
Se realizan 6 determinaciones de un compuesto de potasio y se obtienen los siguientes
resultados: 19.29%, 19.32%, 19.30%, 19.24%, 19.21%. Si el compuesto analizado es el
ftalato ácido de potasio, ¿cuál es el error absoluto y el error relativo?.
Solución: Error absoluto: + 0.12%. Error relativo: + 0.62%
2.
Para determinar el contenido de cobre en una muestra de suero sanguíneo, tras su puesta en
disolución se hace uso de dos métodos analíticos, obteniéndose los siguientes resultados:
Método A
Concentración de cobre, µg/ml
1.05 , 1.09 , 1.06 , 1.08 , 1.07 , 1.05
Método B
Concentración de cobre, moles/litro
-5
1.67×10 , 1.77×10-5 , 1.53×10-5 , 1.87×10-5 , 1.66×10-5 , 1.58×10-5
¿Cuál de los dos métodos es el más preciso?
Pat Cu = 63.54
Solución: El método A
3.
Se desea validar un método cualitativo para detectar la presencia de plaguicidas en tomates.
El límite impuesto por la legislación europea es de 0,1 ng/Kg. Por otra parte, el laboratorio
por cuestiones de fiabilidad ha establecido un límite (cut-off) de 0,03 ng/Kg.
Para validar el método de inmunoensayo seleccionado, se realizan varias experiencias. En
primer lugar se establece la relación lineal entre la señal de absorbancia (UA) y la
concentración de plaguicida, CP (ng/Kg), encontrándose la relación matemática:
UA = 0,0118 + 0,153 × CP
En segundo lugar, se someten 10 blancos al método estudiado, y se originan los siguientes
datos en unidades de absorbancia (UA):
0,010 0,011 0,009 0,013 0,015 0,012 0,014 0,012 0,009 0,013
¿Es apto el método para el fin cualitativo previsto teniendo en cuenta los límites de
detección, el cut-off y el límite legal?. Razonar cada una de las respuestas.
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Licenciatura en Química
1. PROBLEMAS NUMÉRICOS
Lecciones 4 y 6
GRUPO B
Subgrupo B-1
1.
Con objeto de determinar el contenido de compuestos orgánicos volátiles en una planta de
fabricación de barnices, se aspira durante 1 hora el aire ambiental con una bomba, a razón de 1 litro
por minuto, recogiéndose dichos compuestos en un sorbente. Tras este proceso se eluyen los
compuestos orgánicos con 5 mL de metanol y se obtiene una concentración de 10-2 mol L-1. ¿Cuál es
la concentración de dichos compuestos en el aire?
Solución: 0833 µM.
2.
Un plaguicida se encuentra en una muestra sólida a una concentración de 2.0 ppb. Expresar la
concentración en mg/Kg y ppm.
Solución: 2.0 x 10-3 mg/Kg; 2.0 x 10-3 ppm.
Subgrupo B-2
1.
0.453 gramos de un suelo se disuelven en 250 mL de una mezcla ácida. Para determinar el potasio se
toman 25 mL de la muestra, que se analizan en un proceso basado en ICP-MS, obteniéndose una
concentración de 2 mM. Calcular el % de K en el suelo. Pa K = 39.1.
Solución: 4.33 %
2.
Un analito en una muestra sólida se encuentra en una proporción de 2.10-5 %. Expresar el resultado
en ppm y ppb.
Solución: 0.2 ppm; 200 ppb.
Subgrupo B-3
1.
En el ámbito del control antidoping en los juegos olímpicos, un litro de orina de caballo con
contenido potencial de anabolizantes se somete a una preconcentración en SPE. Los analitos quedan
retenidos en una minicolumna y se eluyen con 10 mL de metano. Por cromatografía de gases-masas,
se obtiene una concentración de 0.2 ppm. ¿Puede asignarse como control positivo de esta muestra si
el límite máximo tolerado en orina por el COI es de 0.1 ppb?
Solución: Control positivo.
2.
Expresar la concentración de 2 µg/mL en µM. Peso molecular del analito: 126.
Solución: 15.87 µM.
25
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Licenciatura en Química
1. TEMAS PARA TRABAJO EN EQUIPO
(voluntario)
(1) LA QUÍMICA ANALÍTICA EN POSITIVO.
(2) LA QUÍMICA ANALÍTICA EN NEGATIVO.
(3) LA QUÍMICA ANALÍTICA EN EL CONTEXTO DE LA QUÍMICA.
(4) RELACIONES ENTRE LAS PROPIEDADES ANALÍTICAS.
(5) TRAZABILIDAD EN MÉTODOS ANALÍTICOS CALCULABLES.
(6) TRAZABILIDAD EN MÉTODOS ANALÍTICOS RELATIVOS.
(7) MUESTRAS PATRÓN: PREPARACIÓN, CERTIFICACIÓN, EMPLEO.
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BLOQUE II
EQUILIBRIOS Y VALORACIONES ÁCIDO-BASE
4. CUESTIONES
5. PROBLEMAS NUMÉRICOS
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Licenciatura en Química
3. CUESTIONES BLOQUE II
Lecciones 7, 8 y 9
1.
Establecer el balance de carga, protónico y de materia al disolver 0,1 mol de carbonato de
amonio en 1,0 litro de agua (H2CO3 pKa1 = 6,35 ; pKa2 = 10,33. NH +4 pKa = 9,24).
2.
Establecer el balance de carga, protónico y de materia de una disolución 0,1 mol L–1 de
H2A (pKa1 = 2,0 ; pKa2 = 6,5)
3.
Establecer el balance de carga, protónico y de materia al disolver 1 mol de carbonato de
potasio en 10 litros de agua (H2CO3 pKa1 = 6,35 ; pKa2 = 10,33)
4.
Escribir los correspondientes balances de masa, de carga y protónico de una disolución 0,l
mol L–1 de fosfato diácido de sodio (H3PO4 pKa1 = 2,15 ; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,33)
5.
Establecer los balances de materia, carga y protónico de una disolución de sulfato de
amonio 0,1 mol L–1 (H2SO4 pKa1 = ∞ ; pKa2 = 1,2. NH +4 pKa = 9,24)
6.
Establecer los balances de masa, carga y protónico de una disolución 0,1 mol L–1 de
oxalato ácido de amonio (H2C2O4 pKa1 = 1,27 ; pKa2 = 4,27)
7.
Establecer los balances de carga, protónico y de materia al disolver 0.1 mol de fosfato
triamónico en un litro agua (H3PO4 pKa1 = 2,15 ; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,33. NH +4 pKa =
9,24)
8.
Indicar si son verdaderas (marcando con una V) o falsas (marcando con una F) las
siguientes frases:
[ ] El factor de actividad de una especie sólo puede ser ≤ 1
[ ] Las constantes termodinámicas y estequiométricas son siempre diferentes
[ ] La fuerza de un ácido débil disminuye al aumentar la fuerza iónica
9.
Clasificar los siguientes equilibrios (Marcar con una X)
Equilibrio
Precipitación
Cambio iónico
Extracción
Autoprotolisis
Heterogéneo
Homogéneo
10. Diferenciar los conceptos de concentración efectiva y concentración analítica.
11. Se añade 0,1 mol de amoniaco a 100 mL de agua a pH 9,24. ¿Cuál es la concentración
analítica y la concentración de equilibrio del amoniaco en estas condiciones? (NH4+ pKa =
9,24).
Hasta un total de 26
28
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Licenciatura en Química
Lecciones 10 y 11
1.
Indicar las cuatro condiciones que debe cumplir una reacción química para que sea apta
para desarrollar una valoración.
2.
Definir en el contexto de las valoraciones: Error químico, Región de equivalencia y Factor
volumétrico.
3.
¿Cuál es el fundamento de una valoración por retroceso?.
4.
Completar el cuadro siguiente en el contexto de los tipos de valoraciones, indicando cuál de
las siguientes especies químicas se determina y se valora en cada caso
Analito, valorante, exceso controlado de valorante, producto
Valoraciones
Directas
Por retroceso
Indirectas
Se determina
Se valora
5.
Indicar qué especie predomina y cómo se calcula el pH en el punto de equivalencia de las
siguientes valoraciones:
1) Valoración de NH3 con HCl
2) Valoración de CH3COOH con NaOH
6.
Deducir la expresión para el cálculo del pH tras el punto de equivalencia en la valoración
de 50 mL de NaOH 0,1 mol L–1 con HCl 0,1 mol L–1.
7.
En la valoración de HCl con disolución de NaOH 0,1 mol L–1 se obtiene la siguiente
expresión para el cálculo del pH en la zona anterior al punto de equivalencia:
[ H 3O + ] =
VHCl × C HCl − VNaOH × C NaOH
VHCl + VNaOH
Expresar esta relación en función de la fracción valorada, F.
8.
Indicar (marcar con una X) de las alternativas propuestas, las que seleccionaría para
incrementar el salto del pH en el punto de equivalencia en la valoración de una disolución
de ácido acético con disolución de NaOH utilizando fenolftaleína como indicador
[ ] Incrementar la concentración de ácido acético
[ ] Utilizar otro indicador en lugar de la fenolftaleína
[ ] Incrementar la concentración de la disolución valorante, NaOH
[ ] Añadir NaCl a la disolución de ác. acético con objeto de incrementar su Ka
9.
Indicar (marcar con una X) de qué factores depende el salto de pH en el punto de equivalencia en la
valoración de un ácido débil con disolución patrón de NaOH:
[ ] Concentración de ácido
[ ] Temperatura de la valoración
[ ] Indicador utilizado en la valoración
[ ] Valor de pKa del ácido débil
[ ] Concentración de la disolución de NaOH utilizada en la valoración
10. ¿Por qué en la valoración de una base débil con disolución valorada de HCl, la zona
anterior al punto de equivalencia no se afecta al variar la concentración de base a valorar?
Hasta un total de 25
29
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4. PROBLEMAS NUMÉRICOS
Lecciones 7 – 11
GRUPO B
Subgrupo B-2
1.
Calcular el coeficiente de actividad de los siguientes iones: a) Zn2+ en una
disolución 0,01 mol L–1 de nitrato de bario; b) Na+ en una disolución 0,01
mol L–1 de cloruro de potasio.
Solución: γ Zn 2+ = 0,498 ; γ Na + = 0,898.
Completar con problemas de páginas 33–35
2.
Calcular el pH de una disolución 0,1 mol L–1 del ácido H2A a partir de los
siguientes datos experimentales: a) el pH de una disolución 0,05 mol L–1 de
A2– es 10,0 y b) el pH de una disolución 0,1 mol L–1 de HA– es 6,0.
Solución: pH = 2,85.
Completar con problemas de páginas 93 – 95
3.
Se dispone en el laboratorio de las siguientes disoluciones (sin limitación de
volumen): NaOH 0,05 mol L–1 y CH3COOH 0,02 mol L–1. Calcular los
volúmenes de las disoluciones para preparar 100 mL de una disolución
reguladora de pH = 5,0. CH3COOH (pKa = 4,75).
Solución 20,45 mL NaOH 0,05 mol L–1 y 79,55 mL CH3COOH 0,02 mol L–1.
Completar con problemas de páginas 95 – 102
4.
Se valoran 50 mL de una disolución 0,02 mol L–1 de un ácido monoprótico
de pKa = 5,0 con disolución 0,02 mol L–1 de NaOH. Se utiliza un indicador
que vira a pH = 8,40. Calcular el % de error en la valoración.
Solución: –0,04 %.
Completar con problemas de páginas 169 – 171
5.
Una disolución contiene HCl y H3PO4. Se toman 50,0 mL y se valoran con
NaOH 0,1 mol L–1 y naranja de metilo como indicador. Se consumen 27,95
mL. Otra fracción de 50,0 mL se valora con la misma disolución de NaOH,
pero con fenolftaleína como indicador, y se gastan 49,63 mL. Calcular la
concentración de los ácidos HCl y H3PO4 en la disolución original.
H3PO4 (pKa1 = 2,15 , pKa2 = 7,21 , pKa3 = 12,32)
Solución: [HCl] = 0,0125 mol L–1 ; [H3PO4] = 0,0434 mol L–1.
Completar con problemas de páginas 181 – 188
30
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BLOQUE III
EQUILIBRIOS Y VALORACIONES DE
FORMACIÓN DE COMPLEJOS
6. CUESTIONES
7. PROBLEMAS NUMÉRICOS
31
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Licenciatura en Química
5. CUESTIONES BLOQUE III
Lecciones 12 y 13
1.
La constante condicional de formación global de un complejo nunca podrá ser:
[ ] Igual
[ ] Mayor
[ ] menor
que la constante global de formación del mismo.
2.
Definir el grado de disociación del complejo ML2.
3.
En la formación del complejo ML2 la influencia del pH se manifiesta de la siguiente forma:
[ ] A pH básico se favorece la formación del complejo
[ ] En medio ácido se desfavorece la formación del complejo
[ ] El pH no ejerce influencia en la formación de dicho complejo
4.
En el equilibrio de formación del complejo ML3, α 0 , representa:
[ ] Una forma de considerar la influencia del pH sobre este equilibrio
[ ] La concentración de ligando libre en el equilibrio
[ ] La fracción molar del complejo
[ ] El número de coordinación
[ ] La fracción molar de ión metálico
[ ] Un parámetro que permite calcular la constante de formación condicional
5.
La constante condicional de formación de complejos en función del pH se aplica cuando:
[ ] El ligando es un anión procedente de un ácido fuerte
[ ] La temperatura tiene influencia en el equilibrio
[ ] El ligando es un anión procedente de un ácido débil
6.
Para un complejo ML3, indicar las expresiones de:
Constante global de formación, y
Constantes sucesivas de formación
7.
El complejo AlY3– requiere de un calentamiento previo para su formación. ¿Qué tipo de
valoración complexométrica emplearía para la determinación de aluminio en una muestra?
[ ] Valoración por sustitución
[ ] Valoración directa
[ ] Valoración pro retroceso
8.
El pH es una variable muy importante a la hora de estudiar un equilibrio de formación de
complejos. Indicar si son verdaderas (V) o falsas (F) cada una de estas frases:
[ ] Con el pH se puede incrementar la constante de formación de un complejo
[ ] A pH ácido se puede impedir la formación de un complejo
[ ] Un pH básico no influye en la formación de un complejo
[ ] Si disminuye el pH disminuye la constante de formación condicional
[ ] Si aumenta el pH disminuye la constante de formación condicional
Hasta un total de 40
32
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Licenciatura en Química
6. PROBLEMAS NUMÉRICOS
Lecciones 12 y 13
GRUPO A
Subgrupo A-1
1.
Determinar la concentración de ión Ag+ en una disolución de AgNO3 0,01 mol
L–1 que también contiene NH3, de concentración 0,01 mol L–1. (Despreciar la
formación de la especie Ag(NH3)+).
Ag( NH 3 ) +2 (log β2 = 7,24).
Solución: 5×10–3 mol L–1.
2.
Se mezclan 10 mL de una disolución de sulfato de aluminio 10–2 mol L–1
con 25 mL de disolución de fluoruro de sodio 0,2 mol L–1. ¿Qué valor de pH
ha de tener la disolución resultante para que el 20% del aluminio presente en
la misma esté en forma compleja?. Se supone que sólo se forma el
complejo AlF63− .
AlF63− (log β6 = 19,7) ; HF (pKa = 3,52)
Solución: 1,0.
Completar con problemas de páginas 210 – 217
3.
Una alícuota de 100 mL de una muestra de agua, ajustada a pH = 12,
consume 23,5 mL de EDTA 0,01 mol L–1 cuando se utiliza murexida como
indicador para su valoración. Si la dureza de dicha agua expresada como
contenido de calcio es de 300 ppm, ¿Cuál es la concentración de ión Mg2+
en la muestra de agua analizada expresada en mg L–1?
Pesos atómicos: Ca = 40 ; Mg = 24,3.
Solución: 125 mg L–1
Completar con problemas de páginas 244 – 248
33
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BLOQUE IV
EQUILIBRIOS Y VALORACIONES DE
PRECIPITACIÓN. GRAVIMETRÍAS
8. CUESTIONES
9. PROBLEMAS NUMÉRICOS
34
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7. CUESTIONES BLOQUE IV
Lecciones 14 – 16
1.
¿Cuál de los dos precipitados MA (KS = 10–7) y MA3 (KS = 10–12) será más insoluble?
2.
Se mezclan volúmenes iguales de disoluciones de nitrato de bario 5×10–4 mol L–1 y sulfato
de sodio 10–6 mol L–1. ¿Se produce la precipitación de BaSO4 (KS = 2,5×10–10)?. ¿Por qué?.
3.
Los iones Ag+ y Cl– forman un precipitado de cloruro de plata ¿Qué factores
experimentales permiten modificar el producto de solubilidad de este compuesto poco
soluble? (Marcar con una X)
[ ] La adición de un electrolito, tal como cloruro de sodio
[ ] La adición de etanol al medio de reacción
[ ] La adición de amoniaco que forma complejos con el ión Ag+
[ ] Un aumento de la temperatura
[ ] La adición de una cierta cantidad de nitrato de potasio
4.
Los iones Ba2+ y CO32– forman un precipitado de carbonato de bario. ¿Cómo afectará a la
solubilidad de esta especie, la adición de (marcar con una X):
Aumento de S Disminución de S
Acido acético
Cloruro de sodio
Carbonato de sodio
Etanol
5.
Indicar si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes afirmaciones:
[ ] A medida que un precipitado envejece es más fácil de disolver
[ ] La adición de etanol origina que un compuesto precipite más rápidamente ya
que aumenta el valor de pKS.
[ ] Un compuesto precipita más rápidamente al tener un KS mayor
6.
Los iones carbonato y calcio forman un precipitado de carbonato de calcio. ¿Cómo afectará
a la solubilidad de esta especie, la adición de (marcar con una X):
Disminución
de KS
Aumento
de KS
Disminución
de S
Aumento
de S
No se
afecta S
Carbonato sódico
Ácido nítrico
Amoniaco
Cloruro de potasio
Etanol
7.
Si se añade NaBr a una disolución en contacto con AgBr sólido
[ ] Aumentará la solubilidad del bromuro de plata
[ ] Se alterará el producto de solubilidad del bromuro de plata
[ ] Disminuirá la solubilidad del bromuro de plata
Hasta un total de 45
35
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8. PROBLEMAS NUMÉRICOS
Lecciones 14 – 16
GRUPO A
Subgrupo A-1
1. ¿Cuál es la relación que existe entre los productos de solubilidad de dos
sustancias que tienen de fórmula XA y X2B2 si la solubilidad en agua pura de
X2B2 es doble de la que presenta XA?.
Solución: K S ( AX ) =
K S ( X 2 B2 )
16
2. A 1,000 g de un precipitado de AgCl se le añade separadamente: a) 500 mL de
disolución de amoniaco 10–2 mol L–1 y b) 250 mL de disolución de ácido
clorhídrico 10–3 mol L–1 Calcular el porcentaje de precipitado que se disuelve
en cada caso.
KS AgCl = 10–9,8 ; Ag(NH3)2+ log β2 = 7,24 ; Pm AgCl = 143,34
Solución: a) 3,4% ; b) 5,67×10–4 %.
Completar con problemas de páginas 270 – 279
3.
2,500 g de un mineral que contiene el 58,5% de hierro se disuelve en
medio ácido y se obtiene una disolución de 500 mL. Una alícuota de 25 mL se
precipita como óxido hidratado con disolución reguladora cloruro de
amonio/amoniaco y el precipitado formado se calcina a 900°C y se obtiene un
peso de 106 mg. ¿Qué error relativo (expresado en tanto por ciento) por exceso
o por defecto se ha cometido en esta determinación?. ¿A qué podría deberse
este error?
Pesos atómicos: Fe = 55,86 ; O = 16,00
Solución: + 1,43%.
Completar con problemas de páginas 312 – 314
36
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Licenciatura en Química
BLOQUE V
EQUILIBRIOS Y VALORACIONES REDOX
10. CUESTIONES
11. PROBLEMAS NUMÉRICOS
37
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Licenciatura en Química
9. CUESTIONES BLOQUE V
Lecciones 17 – 19
1.
¿En qué sistema redox la reacción transcurre espontáneamente?
[ ] Celda electrolítica
[ ] Celda galvánica
[ ] Reacción química en disolución
2.
Indicar sin son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes afirmaciones:
[ ] En una celda electrolítica el sentido de la reacción redox es igual al que se obtiene
en cuando se desarrolla en disolución
[ ] El cátodo pasa a ser ánodo cuando se pasa de una celda galvánica a electrolítica
[ ] En una celda electroquímica el sentido de la reacción redox siempre es diferente al
que se obtiene en disolución
3.
Indicar si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes afirmaciones:
[ ] En una celda electrolítica se origina el paso de Fe2+ a Fe3+ en el cátodo
[ ] En una celda galvánica se origina el paso de Ce3+ a Ce4+ en el ánodo
[ ] En el cátodo de una celda galvánica se origina el proceso de oxidación
[ ] En el cátodo de una celda electrolítica se origina el proceso de reducción
4.
El ión Ce4+ es capaz de oxidar el Fe2+ a Fe3+ reduciéndose a Ce3+. El potencial que se
origina en esta reacción redox se puede determinar mediante una (marcar con una X):
[ ] Celda electroquímica
[ ] Celda galvánica
[ ] Celda electrolítica
Si se quiere llevar a cabo la oxidación de Ce3+ a Ce4+ mediante una disolución de Fe3+, sería
necesaria una (marcar con una X)
[ ] Celda electroquímica
[ ] Celda galvánica
[ ] Celda electrolítica
En el primer caso, la reducción de Ce4+ a Ce3+ se lleva a cabo en el (Marcar con una X)
[ ] Ánodo
[ ] Cátodo
mientras que en el segundo caso, la reducción de Fe3+ a Fe2+ se lleva a cabo en el (marcar
con una X)
[ ] Ánodo
[ ] Cátodo
5.
En una celda galvánica, la reacción redox se produce:
[ ] Espontáneamente
[ ] Mediante el suministro de una corriente eléctrica
[ ] Por incremento de la temperatura
[ ] Mediante control de la fuerza iónica
6. Si se mezclan los pares redox Fe3+/Fe2+ (E0 = 0,771 V) y Br2/2 Br– (E0 = 1,09 V) en una
celda electrolítica. ¿Cuál sería la reacción redox resultante?
Hasta un total de 56
38
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10. PROBLEMAS NUMÉRICOS
Lecciones 17 – 19
GRUPO B
Subgrupo B-2
1. Se añade aluminio metal en exceso a 25 mL de una disolución 0,2 mol L–1 de sulfato
de cobre. ¿Cuál será el potencial de equilibrio y la concentración de Cu2+ cuando se
alcanza dicho equilibrio?
E 0Al3+ / Al = –1,66 V; E 0Cu 2 + / Cu = 0,337 V
Solución: Eeq = –1,669 V ; [Cu2+] = 10–68 mol L–1.
2. ¿Cuál es el potencial que presenta la siguiente pila de concentración:
– Pt H2 (1 atm)
100 mL CH3COOH
0,1 mol L–1
100 mL HCl 0,1
mol L–1
Pt / H2 ( 1 atm) +
cuando se añaden 50 mL de NaOH 0,2 mol L–1 al compartimiento que contiene ácido
clorhídrico.
CH3COOH (pKa = 4,75).
Solución:– 0,244 V.
Completar con problemas de páginas 355 – 368
3. Una disolución de FeCl3 en medio HCl 1,0 mol L–1 se reduce haciéndola pasar a
través de una columna de plata metálica obteniéndose una disolución con un
precipitado de AgCl en suspensión. Una vez separado el precipitado, el filtrado
consume 25 mL de disolución 0,02 mol L–1 de dicromato de potasio para su
valoración. ¿Cuál es el peso de precipitado de AgCl obtenido?
Pesos atómicos: Fe = 55,86; Ag = 107,88; Cl = 35,5.
Solución: 430,1 mg.
Completar con problemas de páginas 405 – 413
39
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Licenciatura en Química
EVALUACIONES
CONTINUAS
(Ejemplos)
40
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Licenciatura en Química
Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA (1º curso) Licenciatura en Química
PRIMER SEMINARIO BLOQUE I (Lecciones 1, 2, 3)
CUESTIONES: EVALUACIÓN CONTINUA
Alumno: .....................................................................
Subgrupo: .....................
GRUPO B
1.
¿Con qué propiedad(es) analítica(s) se relacionan directamente los siguientes conceptos?. (Marcar con
una X)
TRAZABILIDAD
ROBUSTEZ
PRODUCTIVIDAD
[ ] Precisión
[ ] Rapidez
[ ] Rapidez
[ ] Exactitud [ ] Sensibilidad
[ ] Precisión [ ] Selectividad
[ ] Bajo coste [ ] Representatividad
2. Responder binariamente (SI/NO) a las siguientes cuestiones:
1) La determinación de plaguicidas en leche puede considerarse
[ ] Análisis de trazas
[ ] Microanálisis
2) La robusted es atribuible a
[ ] Un resultado
[ ] Un método analítico
3) La lectura digital de la temperatura de un frigorífico que garantiza la actividad de una
enzima utilizada en un proceso analítico es
[ ] Información analítica
[ ] Información no analítica
10. Indicar si son verdaderas o falsas las siguientes frases:
La precisión aumenta cuando aumenta el valor de desviación estándar
[ ] Verdadero
[ ] Falso
La exactitud disminuye cuando el error aumenta
[ ] Verdadero
[ ] Falso
La sensibilidad aumenta cuando disminuyen los límites de detección y cuantificación
[ ] Verdadero
[ ] Falso
La selectividad aumenta cuando se incrementan las interferencias
[ ] Verdadero
[ ] Falso
41
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
PRIMER SEMINARIO BLOQUE II (Lecciones 7, 8 y 9)
CUESTIONES: EVALUACIÓN CONTINUA
Alumno: .....................................................................
Subgrupo: .....................
GRUPO B
1.
Establecer el balance de carga, protónico y de materia al disolver 0,1 mol de fosfato monoácido
de sodio en 1 litro de agua (H3PO4 pKa1 = 2,15 ; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,33)
Balance de carga
Balance protónico
Balance de materia
2.
Indicar (marcar con una X) la variación de pH que se origina cuando se diluyen al doble con agua
destilada las siguientes disoluciones:
Cambio de pH
Disoluciones
Aumenta
No cambia
Disminuye
Cloruro de sodio
Carbonato ácido de sodio
Acido clorhídrico
Acetato de amonio
Amoniaco
3.
Se desea preparar una disolución reguladora de pH = 5.0 y se dispone de los siguientes pares
ácido-base:
1) Par 1: pKa = 4,0
2) Par 2: pKa = 4,5
3) Par 3: pKa = 7,5
¿Qué par ácido-base utilizaría y por qué?
42
Plan Piloto de Adaptación al EEES.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
SEMINARIO BLOQUE III (Lecciones 12 y 13)
CUESTIONES: EVALUACIÓN CONTINUA
Alumno: .....................................................................
Subgrupo: .....................
GRUPO C
1.
El pH es una variable muy importante a la hora de estudiar un equilibrio de formación de
complejos. Indicar si son verdaderas (V) o falsas (F) cada una de estas frases:
[ ] Con el pH se puede incrementar la constante de formación de un complejo
[ ] A pH ácido se puede impedir la formación de un complejo
[ ] Un pH básico no influye en la formación de un complejo
[ ] Si disminuye el pH disminuye la constante de formación condicional
[ ] Si aumenta el pH disminuye la constante de formación condicional
2.
El ligando L2– procedente del ácido débil H2L (pKa1 = 4,0 y pKa2 = 9,0) forma con el ión
metálico M2+ los complejos ML y ML22− . Escribir la expresión del coeficiente de reacción
secundaria de dicho ligando en función del pH haciendo uso de los valores dados de pKa.
3.
En la valoración de Ni2+ con EDTA a pH 9,25 se utiliza una disolución reguladora NH3/NH4Cl
para ajustar el pH. Indicar (marcar con una X) de qué parámetros depende el valor de pNi en las
zonas indicadas de la correspondiente curva de valoración:
C Ni
α Ni( NH 3 )
α Y(H)
VY
Veq
K
Antes P.E.
En el P.E.
43
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Licenciatura en Química
SEMINARIO BLOQUE IV (Lecciones 14 – 16)
CUESTIONES: EVALUACIÓN CONTINUA
Alumno: .....................................................................
GRUPO C
Subgrupo: .....................
1.
Se mezclan volúmenes iguales de disoluciones de nitrato de bario 5×10–4 mol L–1 y sulfato de
sodio 10–6 mol L–1. ¿Se produce la precipitación de BaSO4 (KS = 2,5×10–10)?. ¿Por qué?.
2.
Indicar (marcar con una X) las frases que son correctas relacionadas con la valoración de
cloruros con plata haciendo uso de un indicador de adsorción:
[ ] En la valoración no influye el pH ya que el proceso de adsorción no depende de
esta variable
[ ] Por las características de la valoración el indicador ha de tener carga positiva
[ ] Se origina la retención superficial del exceso de cloruro después del punto final
[ ] El proceso se fundamenta en el cambio de color del precipitado (coloreado a
incoloro) en el punto final
3.
Cuando un precipitado se deja en reposo tras el proceso de precipitación, se consigue (marcar con
una X)
[ ] Que la forma de precipitación sea igual a la forma de pesada
[ ] Favorecer la adsorción por intercambio
[ ] Disminuir su tamaño de partícula
[ ] Favorecer el proceso de crecimiento cristalino
[ ] Disminuir los fenómenos de contaminación
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Licenciatura en Química
SEMINARIO BLOQUE V (Lecciones 17 – 19)
CUESTIONES: EVALUACIÓN CONTINUA
Alumno: .....................................................................
GRUPO D
1.
Subgrupo: .....................
Indicar si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes afirmaciones:
[ ] En una celda electrolítica se origina el paso de Fe2+ a Fe3+ en el cátodo
[ ] En una celda galvánica se origina el paso de Ce3+ a Ce4+ en el ánodo
[ ] En el cátodo de una celda galvánica se origina el proceso de oxidación
[ ] En el cátodo de una celda electrolítica se origina el proceso de reducción
2.
¿Cuándo aumentará el potencial de una disolución de un par redox?
[ ] Cuando se añada un ligando complejante de la forma oxidada
[ ] Cuando se añada un ligando complejante de la forma reducida
[ ] Cuando se añada un reactivo que precipite con la forma oxidada
[ ] Cuando se añada un reactivo que precipite con la forma reducida
3. ¿Qué causas de error de las siguientes son intrínsecas (peculiares) de las volumetrías
redox?
[ ] Error de valoración
[ ] Cinética lenta
[ ] Bureta mal calibrada
[ ] Pesada incorrecta del patrón
[ ] Interacción de O2 con la disolución valorante
[ ] Diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia
[ ] Eliminación incompleta del reactivo del tratamiento previo
[ ] Indicador en mal estado
45
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
EVALUACIONES
PARCIALES
Y FINALES
(Ejemplos)
46
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
QUÍMICA ANALÍTICA
PRIMER PARCIAL
Licenciatura en Química
Curso 2004-2005
11 Marzo 2005
PROBLEMAS NUMÉRICOS (5 puntos)
1.
La legislación europea impone un límite de 0,075 µg/L para dictaminar la potabilidad de un
agua respecto a los plaguicidas organoclorados. El laboratorio tiene establecido un límite ó cutoff de 0,050 µg/L para asegurar la fiabilidad de un método fotométrico que se caracteriza
mediante las siguientes experiencias:
1) Se someten 12 blancos al método en estudio y se originan los siguientes doce resultados en
unidades de absorbancia (UA):
0,010 ; 0,011 ; 0,013 ; 0,015 ; 0,012 ; 0,014 ; 0,012 ; 0,014 ; 0,012 ; 0,013 ; 0,014 y 0,015
2) Se someten muestras con concentraciones crecientes de analito, obteniéndose los siguientes
pares de valores concentración de analito (µg/L) – señal (unidades de absorbancia, UA):
0,00 – 0,012
0,10 – 0,0295
0,30 – 0,0645
0,50 – 0,0995
0,70 – 0,1345
1,00 – 0,1870
Dictaminar la idoneidad del método para detectar y cuantificar los analitos en aguas y si el
cut-off seleccionado por el laboratorio es adecuado.
2.
A 25 mL de una disolución de fosfato monoácido de sodio 0,1 mol L–1 se le añaden 10 mL de
ácido clorhídrico 0,1 mol L–1 y posteriormente se diluye la mezcla a 100 mL. Calcular el pH de
esta disolución y la variación que experimenta el mismo cuando a esta disolución se le
adicionan 5 mL de disolución de hidróxido de sodio 0,1 mol L–1. H3PO4 (pKa1 = 2,15 ; pKa2 =
7,21 ; pKa3 = 12,32).
3.
Una muestra de 0,500 g que contiene hidróxido de sodio, carbonato de sodio y materia inerte
desde un punto de vista ácido-base, se valora con ácido clorhídrico 0,2 mol L–1 y se consumen
27,22 mL para su valoración si se utiliza fenolftaleína como indicador. Otra muestra de 0,100 g
consume 16,03 mL de disolución de ácido clorhídrico 0,1 mol L–1 para su valoración utilizando
naranja de metilo como indicador. Calcular el tanto por ciento en peso de hidróxido de sodio y
carbonato de sodio en la muestra.
H2CO3 (pKa1 = 6,35 ; pKa2 = 10,33).
Pesos atómicos: H = 1,01 ; Na = 23,0 ; C = 12,0 ; O = 16,0
47
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QUÍMICA ANALÍTICA
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
PRIMER PARCIAL
Licenciatura en Química
Curso 2004-2005
11 Marzo 2005
TEORÍA (5 puntos)
NOMBRE:
1.
Para la misma detección cualitativa de un analito se utilizan dos test diferentes: A
(inmunoensayo) y B (ensayo químico a la gota). Los resultados de analizar 100 muestras son:
% FIABILIDAD
% FALSOS POSITIVOS
% FALSOS NEGATIVOS
Ensayo A
Ensayo B
Indicar cuál de los dos test conduce a mejores resultados y explicar por qué?
2.
La determinación del contenido total de ácido en un vino se lleva a cabo mediante una
valoración ácido-base con disolución de hidróxido de sodio previamente estandarizada con
ftalato ácido de potasio. Indicar los estándares que se emplean en el proceso
Estándares químicos
Estándar químico-analítico primario
Estándar químico-analítico secundario
3.
Expresar la concentración 3×10–4 mol L–1 de un analito en ppm y µg/L. Peso molecular del
analito: 250.
ppm:
µg/L:
4.
¿Cuáles son las propiedades analíticas aplicables a las determinaciones cuantitativas que no son
aplicables a los test cualitativos? ¿por qué?
48
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
5.
A través de un ejemplo establecer las diferencias entre determinación, análisis y medida.
6.
Se extraen 5 litros de un agua cercana a un aeropuerto con 20 mL de tetracloruro de carbono. El
contenido total de hidrocarburos se determina por espectroscopia IR y la concentración en el
disolvente orgánico no hidrogenado es de 5×10–6 µg L–1 de hidrocarburos totales. ¿Podría
considerarse potable el agua si el límite establecido por la legislación es de 0,1 ng L–1?.
7.
Definir los intervalos lineal y dinámico de una recta de calibrado.
Intervalo lineal:
Intervalo dinámico:
8.
¿Cuál es el objetivo de la calibración (verificación) instrumental?
[
] Establecer la recta de calibrado
[ ] Corregir deficiencias del instrumento
[ ] Evaluar globalmente el método analítico
[ ] Diferenciar entre tipos de errores en Química Analítica
9.
¿Qué diferencia hay entre “muestra bruta” y “muestra test ó alícuota?. ¿Cuál de ellas tiene
mayor representatividad?
49
Plan Piloto de Adaptación al EEES.
10.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
Responder binariamente a las siguientes cuestiones:
- La fiabilidad es una propiedad aplicable a:
[ ] Análisis cuantitativo
[ ] Análisis cualitativo
- La plata ultrapura es:
[
] Estándar químico
[
] Estándar químico-analítico secundario
- La trazabilidad es una propiedad de:
[
] Un resultado
[
] Un método analítico
- La determinación de proteínas en leche puede considerarse en el contexto de:
11.
[
] Microanálisis
[
] Análisis de trazas
Establecer los balances de masa, carga y protónico al disolver 0,1 mol de oxalato de amonio en
1 L de agua.
Balance de masas:
Balance de cargas:
Balance protónico:
12.
Se añaden 5 mmol de ácido acético a 50 mL de agua destilada a pH 4.75. ¿Cuál es la
concentración en el equilibrio de ácido acético en estas condiciones? (CH3COOH pKa = 4,75).
13.
Al añadir una sal neutra, tal como cloruro de sodio a una disolución de acetato de sodio, ¿Qué
ocurre? (Marcar con una X).
[
] Ka permanece constante
[
] Aumenta el pH
[ ] Aumenta Ka
[ ] Disminuye el pH
[
[
] Disminuye Ka
] El pH permanece constante
[ ] Aumenta pKa
[ ] Disminuye pKa
50
Plan Piloto de Adaptación al EEES.
14.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Indicar qué especies predominan a los siguientes valores de pH en una disolución 0,1 mol L–1
de carbonato de sodio. H2CO3 (pKa1 = 6,35, pKa2 = 10,33). (Marcar con una X):
Especies
H2CO3 HCO3–
pH
1,0
4,0
7,0
10,33
12,0
15.
CO32–
Se desea regular el pH de una disolución a un valor de 5.1. Si se dispone de los pares ácidobase que se relacionan a continuación, ordenar los mismos de mayor (1) a menor (6) capacidad
reguladora:
Par ácido-base
pKa
Par ácido-base
pKa
0,1 M AcH/0,1 M Ac–
4,75
0,01 M AcH/0,01 M Ac–
4,75
0,1 M H2CO3/0,1 M HCO3–
6,35
0,1 H2PO4–/0,1 M HPO42–
7,21
0,01 M HA/0,01 M A
16.
Licenciatura en Química
–
5,41
0,1 M HA/0,1 M A
–
5,41
Definir en el contexto de las valoraciones:
Error del indicador:
Error visual:
Región de equivalencia:
17.
Indicar qué especie predomina y la expresión para el cálculo del pH en el punto de equivalencia
de las siguientes valoraciones:
Valoración de ácido clorhídrico con hidróxido de sodio:
Valoración de amoniaco con ácido clorhídrico:
18.
Se obtienen las correspondientes curvas de valoración de dos disoluciones de amoniaco de
concentración 0,1 y 0,01 mol L–1. ¿Por qué son iguales la zona anterior al punto de equivalencia
de ambas curvas de valoración).
51
Plan Piloto de Adaptación al EEES.
19.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Se lleva a cabo la valoración de una base débil con disolución de ácido clorhídrico 0,1 mol L–1.
Si la región de equivalencia (± 0,1% de error) está comprendida entre pH 8,0 y 9,7, seleccionar
de los indicadores mostrados en la tabla (marcar con una X) aquellos que se podrían utilizar en
dicha valoración.
Indicador
Rojo de metilo
Timolftaleína
Rojo neutro
Azul de timol
20.
Licenciatura en Química
Zona de viraje
4,4 – 6,2
9,3 – 10,5
6,8 – 8,0
8,0 – 9,6
¿En qué se diferencia el procedimiento experimental para la determinación de nitratos mediante
valoración ácido-base del que se lleva a cabo para la determinación de sales amónicas?
52
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Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
QUÍMICA ANALÍTICA
Licenciatura en Química
EXAMEN FINAL
Curso 2004-2005
5 Julio 2005
PROBLEMAS NUMÉRICOS (6 puntos)
1.
Para validar un nuevo método analítico para la determinación fotométrica de fenol en aguas se
deben establecer los siguientes parámetros: exactitud, sesgo (con su sentido), precisión y
sensibilidad (pendiente de la recta de calibrado y límites de detección y cuantificación) Para ello,
se realizan los siguientes experimentos:
Se someten 12 alícuotas de muestras blanco al proceso analítico y se obtienen los siguientes
resultados (en unidades de absorbancia UA): 0.007; 0.008; 0.009; 0.007; 0.008; 0.010; 0.008;
0.009; 0.009; 0.007; 0.008 y 0.009.
Se preparan 5 alícuotas a partir de disoluciones estándar con concentraciones crecientes de
fenol. Una vez sometidas al proceso analítico se obtienen los siguientes resultados:
conc. fenol (µg/mL)
1.0
2.0
3.0
4.0
5.0
señal (UA)
0.040
0.080
0.120
0.160
0.200
Se somete al proceso analítico 6 alícuotas con una muestra patrón de fenol en aguas con un
contenido certificado de 2.20 ± 0.05 µg/mL. Los resultados generados en µg/mL de fenol son:
2.28; 2.23; 2.19; 2.26; 2.24 y 2.22.
2.
A 20 mL de una disolución de bicarbonato de sodio 0,05 mol L–1 se le adiciona 20,0 mL de
disolución de hidróxido de sodio 0,01 mol L–1. Calcular la variación de pH que se origina tras la
adición del hidróxido de sodio.
H2CO3 (pKa1 = 6,35 , pKa2 = 10,33).
3.
Se mezclan 20 mL de una disolución de sulfato de plata 10–2 mol L–1 con 20 mL de disolución de
cianuro de sodio 0,04 mol L–1. ¿Qué valor de pH ha de tener la disolución resultante para que el
80% de la plata presente en la misma esté en forma compleja?.
Ag(CN) −2 (log β2 = 21,1); HCN (pKa = 8,68)
4.
Una muestra de 0,8000 g de un mineral que contiene hierro y cromo se disuelve en medio ácido, se
reduce con una disolución de SnCl2 (sólo se reduce el hierro) y tras eliminar el exceso de SnCl2 se
valora con K2Cr2O7 0,0567 eq L–1, del cual se consumen 23,5 mL. Otra muestra, también de 0,8000
g, se disuelve en medio ácido y se pasa a través del reductor de Jones, la disolución reducida se
recoge sobre una disolución de Fe3+ y se valora con KMnO4 0,0763 eq L-1, y se consumen 45,5 mL.
Calcular el porcentaje de hierro y cromo en la muestra.
Pesos atómicos: Fe = 55,85; Cr = 52
53
Plan Piloto de Adaptación al EEES.
QUÍMICA ANALÍTICA
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
EXAMEN FINAL
Licenciatura en Química
Curso 2004-2005
5 Julio 2005
TEORÍA (4 puntos)
NOMBRE:
1.
¿Qué datos se requieren para evaluar la exactitud de un resultado analítico?
[ ] Media de n resultados
[ ] Valor considerado como verdadero
[ ] Desviación estándar
2.
Diferenciar entre "analizador" e "instrumento".
3.
¿Qué es la fiabilidad?
4.
Indicar si son verdaderas o falsas las siguientes frases:
La selectividad AUMENTA al DISMINUIR las interferencias
[ ] Verdadera
[ ] Falsa
La sensibilidad AUMENTA al DISMINUIR la pendiente de la recta de calibrado
[ ] Verdadera
[ ] Falsa
La exactitud en MAYOR cuanto más FAVORABLE es la precisión
[ ] Verdadera
[ ] Falsa
[ ] Se trata de dos propiedades independientes
La precisión AUMENTA cuanto MAYOR sea la desviación
[ ] Verdadera
[ ] Falsa
5.
Una leche en polvo con contenido garantizado en proteínas mediante un documento
acreditado por un organismo independiente y de prestigio es:
[ ] Patrón primario
[ ] Material de Referencia Certificado
[ ] Patrón secundario
[ ] Material de referencia
6.
Establecer el balance de carga, protónico y de materia de una disolución 0,1 mol L–1 de la
sal NaHA (pKa1 = 3,0 ; pKa2 = 8,5)
Balance de carga:
Balance protónico:
Balance de materia:
Se añade 1 mol de hidróxido de sodio 100 mL de agua. ¿Cuál es la concentración analítica
y la concentración de equilibrio del ión sodio en estas condiciones?
7.
193
Plan Piloto de Adaptación al EEES.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
8. Para el cálculo del pH de una disolución de un anfolito se parte del siguiente balance
protónico:
[H 2A] + [H3O + ] = [A 2 − ] + [OH − ]
¿Qué simplificación, y por qué, se ha de asumir para conseguir la expresión que permite
calcular dicho pH?
9.
En la valoración de ácido acético con disolución patrón de hidróxido de sodio, se ha de
seleccionar un indicador que presente su intervalo de transición (marcar con una X):
[ ] En la zona ácida
[ ] En medio neutro
[ ] En la zona básica
¿y si se trata de la valoración de ácido clorhídrico con hidróxido de sodio?
[ ] En la zona ácida
[ ] En medio neutro
[ ] En la zona básica
10. Se dispone en el laboratorio de los siguientes indicadores ácido-base (zona de viraje):
Azul de bromotimol (6,0 – 7,6)
Rojo de metilo (4,4 – 6,2)
Fenolftaleína (8,7 – 9,8)
Naranja de metilo (3,1 – 4,4)
Indicar cuál elegiría en las siguientes valoraciones ácido-base
Valoración
Indicador
Ácido clorhídrico con hidróxido de sodio
Amoniaco con ácido clorhídrico
Borato de amonio con ácido clorhídrico
11. El pH es una variable muy importante a la hora de estudiar un equilibrio de formación de
complejos. Indicar si son verdaderas o falsas, marcando con una V ó F, respectivamente,
cada una de estas frases:
[ ] Con el pH se puede modificar la constante de formación de un complejo
[ ] A pH ácido se puede impedir la formación de un complejo
[ ] Si aumenta el pH disminuye la constante de formación condicional
12. Indicar dos requisitos básicos para que una sustancia pueda actuar como indicador
metalocrómico en valoraciones de formación de complejos.
13. La expresión de pMg antes del punto de equivalencia en la valoración de Mg2+ con EDTA
a pH = 10, ajustado con una disolución reguladora cloruro de amonio/amoniaco, depende
de (marcar con una X):
[ ] El indicador utilizado
[ ] Constante de formación global del complejo
[ ] Concentración de magnesio a valorar
194
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Licenciatura en Química
[ ] Coeficiente de reacción secundaria del Mg2+ con el amoniaco
[ ] Coeficiente de reacción secundaria del EDTA con el ión hidrógeno
14. Los iones SO 24 − y Ba2+ forman un precipitado de sulfato de bario ¿Qué factores
experimentales permiten modificar el producto de solubilidad de este compuesto poco
soluble? (Marcar con una X)
[ ] La adición de un electrolito, tal como sulfato de sodio a una concentración de 10–3 mol
L–1
[ ] La adición de acetona al medio de reacción
[ ] La adición de EDTA que forma complejos con el ión Ba2+
[ ] Un aumento de la temperatura
[ ] La adición de una cierta cantidad de nitrato de potasio una concentración de 0,1 mol
–1
L
15. En el estudio de la solubilidad del hidróxido de cinc en función del pH, indicar si son
verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes frases:
[ ] Las reacciones secundarias de hidrólisis del ión Zn2+ son despreciables
[ ] La solubilidad no siempre disminuye a medida que aumenta el pH
[ ] A valores elevados de pH se origina un aumento de la solubilidad
[ ] El pH sólo influye a valores elevados del mismo
16. La determinación de aluminio como óxido hidratado se basa en la obtención de un
precipitado de sal básica que una vez filtrado y calcinado a 900°C se puede utilizar como
forma de pesada. Si el límite de cuantificación para el ión Al3+ en esta determinación es de
52,92 mg, ¿Cuál es el factor gravimétrico de la misma?. Justificar la respuesta.
17. Escribir el sistema redox del agua en medio alcalino frente a oxidantes muy potentes.
195
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Licenciatura en Química
18. Un indicador redox tiene un potencial aparente de 1,063V e intercambia un electrón. Indicar
si es adecuado para:
[ ] Valoración de Fe2+ con KMnO4 E 0
= 1,51V
E0
= 0,771 V
[ ] Valoración de Sn2+ con KMnO4 E 0
= 1,51V
E0
= 0,154V
MnO 4− / Mn 2 +
MnO 4− / Mn 2 +
Fe3+ / Fe 2 +
Sn 4 + / Sn 2 +
¿Por qué?
19. En el estudio de la influencia del pH en la reacción redox entre los pares redox MnO4–
/Mn2+ (E0 = 1,51 V) e Fe3+/Fe2+ (E0 = 0,771 V) se obtiene el siguiente diagrama potencial
aparente vs pH.
Completar el diagrama indicando:
1) Valores de potencial en los puntos
marcados como A y B
2) Valor mínimo de pH que permita llevar a
cabo la oxidación del ión Mn2+ a
permanganato en una celda electrolítica.
20. Indicar el factor de equivalencia de las especies reseñadas, implicadas en las siguientes
reacciones redox:
I 2 + 2 S2O32 − ⇔ 2 I − + S4O 62 −
Especie
I2
2 I−
S2O32 −
S4O62 −
Factor de equivalencia
Especie
Factor de equivalencia
2 MnO −4 + 5 C 2O 24 − + 16 H + ⇔ 2 Mn 2 + + 10 CO 2 + 8 H 2O
MnO4–
C2O4–
Mn2+
CO2
196
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CALIFICACIONES
FINALES
197
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Calificaciones Finales
Como se indica en el apartado de Evaluación del programa de la asignatura
entregado a los alumnos, la calificación final de la misma contempla los
resultados alcanzados tanto en la evaluación continua como en los exámenes
tradicionales. Considerando que no se ha podido desarrollar la experiencia
piloto con un reducido (adecuado) número de alumnos, se ha tomado como
base de la calificación la alcanzada en los correspondientes exámenes
tradicionales. Además, de esta forma, se producía una equiparación entre los
alumnos que seguían la experiencia piloto y los repetidores.
Sobre la base de estas consideraciones, la calificación alcanzada en la
evaluación continua (máximo 2.0 puntos) se ha sumado a la de los
correspondientes exámenes (supone un valor añadido a la misma), cuando la
calificación en este último caso ha sido 4.5 o superior. Esta adición se
contempla también en la calificación final de Septiembre.
Así, por ejemplo, para un alumno que ha aprobado la asignatura mediante los
correspondientes exámenes parciales y ha asistido a los seminarios realizando
las correspondientes evaluaciones continuas (EC), la calificación final viene
dada por:
Calificación =
Nota 1P (5T + 5P) + Nota 2P ( 4T + 6P)
+ Nota EC (2P)
2
Si en cambio el alumno ha aprobado la asignatura en la convocatoria de Junio
o Septiembre, su calificación viene dada por:
Calificación = Nota Examen ( 4T + 6P) + Nota EC (2P)
198
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Licenciatura en Química
La realización de la experiencia piloto ha tenido efectos positivos tanto sobre el
número de alumnos que han superado la asignatura como en la calificación
obtenida, si se compara con los resultados alcanzados en el curso anterior
2003-2004, que se muestran en la Figura. Así, sobre la base de alumnos
presentados, el número de suspensos se ha reducido apreciablemente, del 40
al 27% y se ha incrementado el de aquellos que han obtenido la calificación de
Notable, del 5 al 22%. Es justamente en este último caso donde se aprecia una
mayor incidencia de la nota correspondiente a la evaluación continua sobre la
calificación final.
Sobresaliente M Honor
5%
8%
Suspenso
27%
Notable
22%
Aprobado
38%
Curso 2004/2005
JUNIO
Sobresaliente
10%
M Honor
2%
Notable
5%
Suspenso
40%
Aprobado
43%
Curso 2003/2004
JUNIO
Con relación a la comparación entre exámenes parciales y de septiembre, los
resultados son similares en ambos cursos académicos.
199
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Licenciatura en Química
Finalmente, se ha de indicar que desgraciadamente el sistema no ha
incrementado de forma apreciable el número de alumnos presentados a la
asignatura, ya que los valores se sitúan en el 29.2% del curso anterior al 31.3%
del actual. En cambio sí se ha incrementado el nivel de alumnado en las clases
presenciales, debido al sistema implantado para pasar lista diariamente y a las
consecuencias sobre la nota final de un número elevado de faltas, como se
indica en el programa de la asignatura.
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Plan Piloto de Adaptación al EEES.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
VALORACIÓN
DE LA
EXPERIENCIA
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Plan Piloto de Adaptación al EEES.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
Valoración de la Experiencia
Se realiza un análisis DAFOS sobre el cambio del sistema enseñanzaaprendizaje implantado en el curso académico 2003-2004 en la asignatura
“Química Analítica” de primer curso de la Licenciatura en Química en la
Universidad de Córdoba.
PUNTOS FUERTES
-
Mejora de los resultados de los exámenes parciales y finales de junio y
septiembre.
Buena acogida del nuevo sistema por los estudiantes, pese a las
condiciones adversas (falta de preparación, infraestructuras).
Documentación generada para el apoyo a los seminarios participativos
para la mejora continua.
Satisfacción de la labor realizada por los profesores, a pesar del escaso
o nulo apoyo recibido.
PUNTOS DÉBILES
-
-
-
-
Escasa o nula implicación de las autoridades académicas en el apoyo al
cambio.
Mayor dedicación a la docencia del profesorado sin ningún
reconocimiento y estímulo. Esta dedicación ha supuesto un 50% de
tiempo más de preparación de las clases y seminarios.
Los profesores no hemos percibido los beneficios de los “alumnos
becados” para apoyar el cambio.
No se han desarrollado encuentros entre el profesorado involucrado en
el mismo curso para compartir experiencias y coordinar las actividades
del alumnado.
Problemática de los alumnos repetidores, que tienen incompatibilidades
horarias para incorporarse plenamente al nuevo sistema de enseñanzaaprendizaje.
Aulas poco adecuadas (tamaño, mobiliario fijo) para los seminarios
participativos.
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Plan Piloto de Adaptación al EEES.
Asignatura “Química Analítica” (1º curso)
Licenciatura en Química
PROPUESTAS DE MEJORA (dirigidas al profesorado de la materia)
(1) Revisión y actualización del material docente elaborado sin el tiempo
necesario para que sea más estructurado y de calidad.
(2) Incrementar las horas dedicadas a las tutorías.
(3) Promover entre los estudiantes un grado mayor de participación.
(4) Instar a las autoridades académicas para que apoyen con medidas
prácticas la implantación del cambio.
(5) Promocionar reuniones con otros profesores implicados en el Plan
Piloto de 1º curso de la Licenciatura en Química a través del Decanato
de la Facultad.
PROPUESTAS DE MEJORA (dirigidas a los responsables académicos de la
Facultad y Rectorado)
(1) Concienciación de la necesidad de apoyar el proceso de cambio
mediante una combinación de acciones concretas.
(2) Planificación detallada de la docencia en los Planes Piloto.
(3) Fomento sistemático de la formación del profesorado.
(4) Fomento del “benchmarking” entre el profesorado.
(5) Diseño e implantación de medidas de reconocimiento y estímulo del
profesorado implicado en los Planes Piloto.
(6) Exigencia de informes sobre el desarrollo de las experiencias piloto.
(7) Plantear la evaluación del profesorado de forma integral, es decir, no
basada exclusivamente en las encuestas de opinión del alumnado.
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