2.
La Estequiometria: es la ciencia que consiste
en la medición reacciones químicas
cuantitativas basadas en el mol. Un mol de
substancia es igual a su peso molecular en
gramos. En las reacciones químicas las
formulas y las ecuaciones que describen
cambios dan información cuantitativa
definida. La formula nos dice cuales
elementos participan y lo que es mas
importante en que proporción.
3. Dado que la unidad común de peso es el gramo
este se utiliza para las formulas. A esto se le
correlaciona como el numero de Avogrado. (12
gr de C = 1 mol de átomo de C)
Ej. 1: Cuantos gramos tiene un mol de Oxido de
Mercurio?
1- Escriba la formula: HgO
2- Obtenga el peso molecular de la formula:
Hg + O
201
16 = 217 gr.
Un mol de HgO = 217 gr.
4.
Ej. 2: ¿Cuántos moles hay en 80 gr. De bioxido
de carbono?
1- Formula: C O2 = 44 gr. mol
12 + (2 x 16)
2- n (numero de moles) = gr / gr. mol
n= 80 gr / 44 gr. = 1.8 moles.
5.
Una ecuación química usa formulas para establecer
que substancias reaccionan y los productos que
resultan al final. La ecuación también dice cuanto
participa de cada substancia. Las ecuaciones se
derivan de observaciones experimentales cuando un
químico escribe las formulas de las substancias que
reaccionan (reactivos) y procede después a predecir
las substancias resultantes(Productos). La predicción
de los productos es una habilidad desarrollada
después de lograr experiencia y conocimientos de las
propiedades qcas. De las substancias.
6.
Ej.: Reacción de la glucosa Oxidasa:
B-D-Glucosa + H2O_GOD__> H2O+D-Ac. Gluconico
H2O+4-Aminoantypirine+Phenol __POD-> Complex
Quinolona + H2O
Una reacción estequiometria es aquella en la
cual todos los reactivos se convierten en
productos finales. Se suelen ver este tipo de
reacciones al desprenderse un gas, al formarse
un precipitado o al haber un cambio de energía
grande como una explosión. En Química clínica
suelen evidenciarse muchas veces al haber un
cambio de color. (Ley de Berr-Lambert).
7.
Es muy útil definir una solucion como una mezcla
homogénea de substancia disuelta, llamada soluto y
de un medio en el que esta se dispersa llamada
disolvente. Las partículas de soluto que se mueven al
azar en el disolvente son microscópicas. Si estas son
suficientemente grandes para poder reflejar la luz se
le conoce como un coloide no como una solucion. Las
partículas de soluto no se sedimentan en el fondo de
un recipiente ni se pueden filtrar con papel filtro
ordinario. Para estos fines se utilizan métodos
especiales de separación como son: Destilación,
Cromatografía, electroforesis, etc.
8.
Solubilidad y miscilidad: Como el soluto es un
solido y el disolvente un liquido, debemos
analizar los aspectos de solubilidad. Se conoce
como solubilidad a el numero máximo de
gramos de un soluto dado que se pueden
disolver en 100 ml de agua a una temperatura
establecida. La solubilidad de un compuesto
suele aumentar muy a menudo por aumento de
aplicación del calor. Las partículas de soluto
suelen vencer con mayor facilidad las fuerzas
que las unen al aplicárseles una fuente de calor
externa.
9.
Cuando los componentes de una solucion son
líquidos estos se denominan mezclas. El grado
en que se disuelve un liquido en otro se describe
como grado de miscilidad. Cuando dos líquidos
no son miscibles como por ej. Agua + Aceite se
puede observar una separación de fase. La
separación de la fase liquida se produce
naturalmente debido a las densidades mayores
en el fondo y asa sucesivamente formando
sistemas hasta de tres fases.
10.
Cualquier disciplina científica que participa en
el registro experimental de reacciones que
sea medible debe saber con exactitud que tan
“débil “ o “fuerte” se encuentra una solucion
Ej. Asidos o bases. Para ello hay varios
métodos para describir en forma cuantitativa
las concentraciones de las soluciones.
Entre ellas tenemos:
11.
1- Soluciones Porcentuales: Esta es aquella
donde la solucion se describe de acuerdo al
porcentaje del soluto. Ej. Ac. Acético 3% es una
solucion de 3 ml ac. Acético puro + 97 ml de H2O.
2.-Soluciones Molares: La forma mas útil de
expresar concentraciones de soluciones en
laboratorio es en términos de moles de soluto
por Litro de solucion. A estas soluciones se les
llama molares. Recuerde que anteriormente
vimos que un mol de compuesto es
efectivamente su peso molecular expresado en
gramos.
12.
La gran ventaja de este enfoque es que nos
permite saber con precisión el numero real de
partículas (iones o moléculas) por unidad de
volumen de solucion. Este forma de expresar
la concentración es también compatible con
el moderno punto de vista de la química, que
considera al mol como un concepto central
unificante. El símbolo de la molaridad es M y
la relación de molaridad, el mol, el volumen
se puede establecer de la siguiente manera:
13.
M = n V ( molaridad = moles por Litro)
Donde M = molaridad
n = el numero de moles de soluto
V = volumen de la solucion en Litros.
Esta relación se emplea para calcular el
numero de moles de soluto ordenando la
ecuación:
n = MV (moles = moles )
14.
Ej. 3: Prepare un Litro de solucion de hidróxido
de sodio 1 M ( uno molar):
1.- Calcule el peso de un mol de NaOH:
Na= 23
O = 16
H= 1
P. molecular = 40 gr.
Por lo tanto coloque en un Erlenmeyer 40 gr de
NaOH y agregue aproximadamente 800 ml de
H2O agite y disuelva hasta que finalmente
añade el resto de agua hasta llevar la solucion al
volumen final de 1 Lt.
15.
Esta formula se puede resumir :
gr = P.m. x molaridad x Litros
(soluto) (peso m. 1 mol)
Ej.4:Prepare 250 ml de una solucion de NaOH 0.2 M.
1- Peso molecular NaOH = 40
2- 250 ml = 0.25 Lts.
3- Substituya en la ecuación:
gr = P.m. x M x Lts.
40 x 0.2 x 0.25
gr = 2
4- Disuelva 2 gr. De NaOH en aproximadamente 200
ml de agua , mezcle y disuelva y lleve la solucion hasta
el volumen de 250 ml.
16.
Ej 5: Calcule el numero de moles de cianuro
de potasio(KCN) en 400 ml de solucion o.5 M
1- transforme 400 ml en litros: = 0.4 Lts.
2- Substituya la ecuación:
numero de moles = MV
0.5 M x 0.4 Lts. = 0.2 moles.
17.
3- Soluciones Normales: este método se
utiliza para la preparación de soluciones de
concentraciones altamente precisas. Se le
conoce como solucion normal y se abrevia
con la letra N, es especialmente útil para
controlar la neutralización en reacciones
acido básicas, especialmente cuando no se
conoce la estequiometria. El método
utilizado para el control acido básico se
conoce como valoración.
18.
19.
Se puede definir la normalidad como el
numero de pesos equivalentes; o en forma
mas sencilla como el numero de equivalentes
de soluto por Lt de solucion.
N = numero de equivalentes / litro
El peso equivalente de cualquier substancia
es aquel peso que puede ganar o perder un
mol de electrones.
20.
“Química Clínica : Principios, procedimientos
y correlaciones”. Michael L. Bishop. 5ª Edición
“Chemistry for Laboratory Technician” 1ª
Edition. W.B. Sauders.
