martes, 29 de abril de 2014

Universidad Latina de Panamá

Facultad de Farmacia



Tema:

Propiedades de los Elementos: Clasificación  Periódica


Estudiantes:

Villafuerte Lucía
López       Emy
Rodríguez Mariela
Campos     Esthefany
Moran Isora
Bernal     Jesús
BarceneasNoemí
Santamaría  Anyi
SaemsYovanna
León      Edwin
Sanjur     Ricardo
Díaz Josimar

Gutiérrez   Melani

Profesora:
Dayra  Samaniego

Fecha de Entrega:
Panamá, 25 de abril de 2014





La Tabla periódica de los elementos propuesta por Mendelejeff (1869) ha probado ser una herramienta de gran utilidad para predecir las propiedades químicas y físicas de los elementos, incluso de aquellos que no existen de manera natural en la Tierra. A pesar de diversos esfuerzos recientes por mejorarla, la clasificación de los elementos propuesta por Mendeleyef hace casi 150 años sigue siendo parte fundamental de la instrucción química básica. Sin embargo, desde el punto de vista geoquímico, la tabla periódica tradicional presenta una serie de limitaciones que surgen, principalmente, del hecho de que describe las propiedades físicas y químicas de los elementos en su estado basal (o estado de oxidación = 0). Sin embargo, la mayoría de los elementos en la naturaleza ocurren con un estado de oxidación diferente de cero. Un ejemplo de esto son los metales alcalinos, tales como Li, Na, K y Rb; la tabla periódica tradicional permite establecer con gran
precisión sus propiedades físicas y químicas, sin embargo, en ambientes naturales, siempre se encontrarán formando cationes univalentes, con propiedades químicas y físicas significativamente diferentes de sus análogos metálicos. Por ejemplo, los metales alcalinos en estado basal son altamente incompatibles con el agua, mientras que los iones correspondientes son altamente compatibles con ésta. Al y Si son otros ejemplos de elementos que muestran un comportamiento contrastante al de sus iones; mientras queSi4+ y Al3+ se encuentran entre los iones más abundantes en la corteza terrestre A diferencia de la tabla periódica de los elementosde Mendelejeff, la nueva clasificación permite explicartendencias y agrupaciones de elementos y iones previamenteobservados de manera empírica en diversos ramosde la geoquímica. Como resultado se tiene una herramientaintegral que puede aplicarse al entendimiento de diversosprocesos geoquímicos, desde la diferenciación elementalen el manto de la Tierra, hasta procesos de intemperismo,hidrogeoquímica ymineralogía.
De esta manera, el presente artículo pretende difundirentre la audiencia geológica de habla española lasventajasque ofrece la clasificación de Railsback (2003) para facilitarla comprensión de las propiedadesgeoquímicas de loselementos y sus iones.


Estudiar las propiedades de elementos conocidas y vistos como un grupo o familia.

Materiales y Reactivos utilizados



1.      Cápsula de porcelana.
2.      Vidrio de reloj.
3.      Embudos de vidrio.
4.      Papel de filtro.
5.      Embudos buchner y Kitasato
6.      Varilla de vidrio.
7.      Pinzas
8.      Probeta
9.      Placa calefactora o mechero.
10.  Mezcla conteniendo tres componentes (Cloruro Amónico, sílice, sal común)
11.  Agua destilada.

Procedimientos:



I.     Familia de los Halógenos (Grupo VIIA)

A.     Solubilidad en agua de Haluros de Plata


1.      Coloque en 4 tubos de ensayo 1 mL (aproximadamente 20 gotas) de soluciones 0.1 M de NaF, KCl, KBr y KI y adicióneles 20 gotas de AgNO3 0.1M.

2.     Agite y espere, que sedimenten los precipitados formados.

3.     Anote el color de los precipitados y ordene los haluros de acuerdo a la cantidad formada (se tiene en cuenta que a mayor cantidad de precipitado, menor solubilidad).

4.     Las ecuaciones serían:

NaF + AgNO3  ------------

KCl + AgNO3 --------------

KBr + AgNO3  ------------

KI  +  AgNO3  -------------

5.     Ordene los haluros de plata de menor a mayor solubilidad en agua.




B.     Solubilidad en Amoniaco acuoso de Haluros de Plata:

1.      En los tubos del experimento anterior elimine el líquido sobrenadante y adicione a los diferentes precipitados 20 gotas de solución de amoníaco 6M, NH4OH.

2.     Las ecuaciones serían:

AgCl(s) + 2NH4OH -------

AgBr(s) + 2NH4OH -------

AgI(s) + 2NH4OH ---------

3.     Ordene los haluros según la solubilidad del precipitado en amoniaco.



C.     Poder oxidante de los Halógenos Libres

Nota.- Para esta parte de experiencia debe tenerse en cuenta, que los halógenos libres disueltos en Tetracloruro de carbono, dan las siguientes coloraciones:

Cl2  amarillo    Br2         anaranjado               I2           violeta

1.      Tómese en dos tubos de ensayo 1 mL (20 gotas) de solución 0.1M de KBr y KI.

2.     Agrégueles 1 mL de agua de cloro y 10 gotas de Tetracloruro de carbono, agite bien.

3.     Observe el color que toma la fase inferior de Tetracloruro de carbono.

4.     Las reacciones que ocurren, son:

2KBr + Cl2 ------>

2KI + Cl2 ------>

5.     A un tubo que contenga solución de KI, adiciónele 1 mL de agua de bromo y 10  gotas de Tetracloruro de carbono, agite y observe el color de la fase inferior.

6.     La reacción que ocurre, es:

2KI + Br2 ------>

7.     Ordene los halógenos según la facilidad creciente de ser desplazados de sus sales haluros (PODER OXIDANTE DECRECIENTE).




II     Familia de los Metales Alcalinos (Grupo IA)

A.     Reactividad con  Agua


1.      En un vaso pequeño que contiene 100 mL de agua, deje caer un trocito de Litio recién cortado.

2.     Anote sus observaciones.

3.     La reacción que ocurre, es:

2Li + H2O ------>


4.     A la solución formada agréguele 3 gotas de fenolftaleína.

5.     Repítase la experiencia anterior, empleando un trocito de sodio recién cortado.

6.     La reacción que ocurre, es:

2Na + H2O ------>


7.     Haga lo mismo con un trocito de potasio recién cortado.

8.     La reacción que ocurre, es:

2K + H2O ------>


9.     Escriba las ecuaciones correspondientes de las 3 reacciones.

10.    ¿Qué propiedad común poseen los tres elementos?

11.    Ordene los elementos de acuerdo a la reactividad creciente con el agua.



III.  Familia de los Metales Alcalino-Térreos (Grupo IIA)

A.     Reactividad en Agua:


1.      En un vaso pequeño con unos 25 mL de agua coloque un trocito de magnesio (Mg) y 5 gotas de la fenolftaleína.

2.     Caliente a ebullición por unos instantes.

3.     La aparición de color rojo grosella indicaría la formación del hidróxido de magnesio, según la ecuación:

Mg + 2H2O ----------- Mg(OH)2 + 2H2


4.     Compare la reactividad del Mg con la reactividad de cualquier metal alcalino.



B.     Solubilidad en Agua de los Sulfatos de Metales Alcalino-Térreos

1.      En cuatro tubos de ensayo coloque 20 gotas de las soluciones 0.1M de MgCl2, CaCl2, SrCl2 y BaCl2.

2.     Agregue a cada tubo 10 gotas del ácido sulfúrico, H2SO4 2M.

3.     Luego añada 20 gotas de etanol a cada tubo y compare las cantidades de los precipitados formados.

4.     Las ecuaciones son:

MgCl2  +  H2SO4  ------

CaCl2  +  H2SO4  ------

SrCl2  +  H2SO4  ------

BaCl2  +  H2SO4  ------
 5.     ¿Cómo se relaciona la cantidad del precipitado con la solubilidad en el agua?


Resultados:



El floruro de plata es el único haluro que forma hidrato. Los haluros restantes se precipitan el color e insoluble en agua en el sentido Cl menor, Br menor, I.

Al mezclar los haluros insolubles con amoniaco, estos fueron  los resultados:
·         AgCl(s) + 2NH4OH -------------->  Ag  (NH3)2(+1) Cl (-) + 2H2O, se disolvió
·         AgBr(s)   + 2NH4OH  ------------>   Ag  (NH2)2(+)Cl(-) + 2H2O, se disolvió
·         Agl(s)        + 2NH4OH ------------->   Ag  (NH2)2(+)Cl(-) + 2H2O, se disolvió









Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y Químicas) de los elementos cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (p Eb), radios atómicos, electronegatividad, etc. mientras se recorre un mismo grupo o un mismo período en la tabla periódica.






Ø DauB.Seese, Carrillo. GonzalezMontogot. Nieto Sanson         Química 8º edición, Person

Educación, México, 2005 Pág. 420-455.



Ø Chang, Reymond- Química, McGraw-Hill.     7maEdición.      México, 2002- pag.603-607


Ø SamyRamírez-  Reacciones Quimicas

|
http://www.buenastareas.com/ensayos/reaccionesquimicasfuertes





Ø Augusto Martínez
http://www.slideshare.net/mensajerodelciel



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Universidad Latina de Panamá

Facultad de Farmacia


Reacciones Químicas 2

Tema:

Reacciones Químicas


Estudiantes:

Villafuerte Lucía
López       Emy
Rodríguez Mariela
Campos     Esthefany
MoranIsora
Bernal     Jesús
BarceneasNoemí
Santamaría  Anyi
SaemsYovanna
León      Edwin
Sanjur     Ricardo
Díaz Josimar

Gutiérrez   Melani

Profesora:
Dayra  Samaniego

Fecha de Entrega:
Panamá, 25 de abril de 2014








Reacciones químicas son cambios o transformaciones en la cual una o más sustancias iniciales llamadas reactantes, mediante choque efectivos entre sí, originan la ruptura de enlaces, produciéndose entonces la formación de nuevos enlaces químicos, los que darán lugar a la formación de nuevas sustancias denominados productos con propiedad distintas a los reactantes.
La representación escrita de una reacción química se lleva a cabo mediante una ecuación química, en donde se cumple la ley de conservación de la masa, ya que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto se debe a que durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.
Los sucesos observables y posibles de ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes cambian su composición química al combinarse entre sí, se le llama fenómeno químico.  En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su materia, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son irreversibles en su mayoría.
Con el fin de clasificar los tipos de reacciones químicas, se realizaran transformaciones, de tal manera que se obtengan nuevas sustancias. Así mismo las formas demanifestaciones y evidencias q ocurren en dichas reacciones.




Estudiar los tipos de reacciones químicas que se producen comúnmente en el laboratorio.

Materiales y Reactivos utilizados

Magnesio (sólido – cinta)
Cinc metálico
Clorato de potasio – KclO3
Solución de Cloruro de Bario – BaCl2 0.1 M
Solución de Ácido Clorhídrico HCl 0.1 M
Solución de Ferrocianuro Potásico -  K4 [Fe(CN)6] 0.1 M
Solución de Sulfato de Sodio – Na2SO4 0.1 M
Solución de Cromato de Potasio – K2CrO4 0.1 M
Solución de Sulfato de Cobre - CuSO4 0.1 M
Solución de Nitrato de Plomo Pb(NO3)2  0.1 M
Solución de Nitrato de Plata – AgNO3 0.1 M
Solución de Cloruro de Sodio – NaCl  0.1 M
Solución  de amoníaco 6M, NH4OH 
Solución de Hidróxido de Amonio – NH4OH

PROCEDIMIENTO


  • Se quemó un trozo de cinta de magnesio y comparamos el aspecto de la cinta con el residuo de combustión.







  • En un tubo de ensayo calentamos con cuidado una pequeña porción de clorato de potasio (KClO3), se observó y comparamos la muestra original con el residuo.

  • Se identificó, realizó y completó las siguientes reacciones químicas; con 1 ml (20 gotas) de las siguientes soluciones 0.1 M de BaCl2, HCl, K4[Fe(CN)6], Na2SO4, K2CrO4, CuSO4, y Pb(NO3).

  • A 2 ml de solución de CuSO4 0.1 M se le agregó una lentejita de cinc (Zn) metálico; se observó con cuidado las coloraciones de la solución y del metal: Zn-plateado lustroso, Cu-polvo disperso marrón.

  • A 1 ml de la solución de AgNO3 0.1M se le agregó 1 ml de la solución de NaCl 0.1 M; observamos con cuidado la formación de AgCl luego proseguimos a sedimentar el precipitado. Al sólido restante se le agregó 1 ml de solución de amoníaco 6M, NH4OH: tomando encuenta si hay desaparición del sólido, AgCl, sí es así entonces se va a ir formando el cloruro amoniacal de plata Ag(NH3)2Cl.

  • A 1 ml de la solución de sulfato de cobre CuSO4 agregamos 10 gotas de solución de hidróxido de amonio; agitamos y anotamos las observaciones.




REACCIONES

Reacción de Combinación
2Mg + O2(g) →  2MgO         

Reacción de Descomposición
 2KClO3 +  calor   --------->  2 KCl  + 3O2

Reacciones de doble sustitución
Na2SO4 + BaCl2   ----------> BaSO4 + 2NaCl
Pb(NO3)2 + 2HCl  ----------> 2 HNO3(aq) + PbCl2(s)
2CuSO4 + K4Fe(CN)6   ---------> Cu2Fe(CN)6 + 2 K2SO4
2K2CrO4 + 2HCl   ----------> H2O + K2Cr2O7 + KCl

Reacción de desplazamiento simple
CuSO4 + Zn   ---------->            ZnSO4 (ac) + Cu(s)

Reacciones de doble desplazamiento
AgNO3 + NaCl   ---------->AgCl + NaNO3

AgCl + 2NH4OH  ----------> Ag(NH3) 2Cl + 2H2O

CuSO4  +  4NH4OH  ----- [Cu(NH3)4]SO4 + 4Н2О

RESULTADOS



Reacciones químicas

Fenómeno químico

2Mg + O2(g) →  2MgO

Ceniza de color blanco.
2KClO3 +  calor   --------->  2 KCl  + 3O2

Estado sólido blanco
Na2SO4 + BaCl2   ----------> BaSO4 + 2NaCl

Precipitado blanco, en solución transparente
Pb(NO3)2 + 2HCl  ----------> 2 HNO3(aq) + PbCl2(s)
transparente
2CuSO4 + K4Fe(CN)6   ---------> Cu2Fe(CN)6 + 2 K2SO4
Precipitado chocolate
2K2CrO4 + 2HCl   ----------> H2O + K2Cr2O7 + KCl
Precipitado amarillo
CuSO4 + Zn   ---------->          ZnSO4 (ac) + Cu(s)
Color gris a negro dentro de un líquido celeste
AgNO3 + NaCl   ---------->AgCl + NaNO3

----
AgCl + 2NH4OH  ----------> Ag(NH3) 2Cl + 2H2O
-----
CuSO4  +  4NH4OH  ----- [Cu(NH3)4]SO4 + 4Н2О
Color azul




ANALISIS DE LOS RESULTADOS

Reacciones químicas

Fenómeno químico
 2Mg + O2(g) →  2MgO      
Se produce una llama intensa, quedando ceniza de color blanco.
2KClO3 +  calor   --------->  2 KCl  + 3O2

Estado sólido blanco, se liberó O2 por las burbujas.
Na2SO4 + BaCl2   ----------> BaSO4 + 2NaCl

Se observa la aparición de un precipitado blanco, debido a la presencia de iones de sulfato.
Pb(NO3)2 + 2HCl  ----------> 2 HNO3(aq) + PbCl2(s)

transparente
2CuSO4 + K4Fe(CN)6   ---------> Cu2Fe(CN)6 + 2 K2SO4
Precipitado chocolate
2K2CrO4 + 2HCl   ----------> H2O + K2Cr2O7 + KCl
Precipitado amarillo
CuSO4 + Zn   ---------->          ZnSO4 (ac) + Cu(s)
Color gris a negro dentro de un líquido celeste
AgNO3 + NaCl   ---------->AgCl + NaNO3
----
AgCl + 2NH4OH  ----------> Ag(NH3) 2Cl + 2H2O
----
CuSO4  +  4NH4OH  ----- [Cu(NH3)4]SO4 + 4Н2Оcolor Azul




 




Finalizada la experiencia de laboratorio sobre reacciones químicas concluimos que:
  1. Las reacciones químicas son proceso en el que cambia la naturaleza de una o varias sustancias (reactivos), transformándose en otras nuevas (productos).

  1. Estas reacciones supone un reordenamiento de los átomos, mediante la ruptura de unos enlaces y la formación de otros nuevos.

  1. Una reacción química se representa mediante una ecuación química: En el primer miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que reaccionan (reactivos), y en el segundo miembro aparecen las fórmulas de las sustancias que se forman (productos).

  1. Observamos los diferentes tipos de reacciones químicas que se producen comúnmente en el laboratorio al utilizar reactivos de naturaleza inorgánica. Entendiendo por inorgánicos aquellos que no poseen enlaces C-H en su estructura.

  1. Comprendimos, mediante la fórmula general de una reacción química,   como se forman los productos en una reacción química cualquiera. La fórmula general para la misma será del tipo A+B ----> C+D; Donde A y B son los reactivos, C y D los productos formados tras la reacción.





Ø  Mariola Fernández García -      Reacciones químicas
Antonio Moriel Espinosa
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htm

Ø  Jimmy Wales
http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

Ø  Oxana Fox     -  Cómo usar cloruro de bario para hacer una prueba de sulfato?
http://www.ehowenespanol.com/cloruro-bario-prueba-sulfato-como_202222/

Anexo de Video


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Universidad Latina de Panamá




Facultad de Farmacia


Laboratorio de  Química Inorgánica  3

Tema:

Enlaces Químicos

Estudiantes:

Villafuerte Lucía
López       Emy
Rodríguez Mariela
Campos     Esthefany
MoranIsora
Bernal     Jesús
BarceneasNoemí
Santamaría  Anyi
SaemsYovanna
León      Edwin
Sanjur     Ricardo
Díaz Josimar
Gutiérrez   Melani

Profesora:
Dayra  Samaniego

Fecha de Entrega:
Panamá, 25 de abril de 2014





En el presente trabajo se han desarrollado puntos importantes de la química, en este caso acerca de los enlaces químicos, primero se debe tomar en cuenta que enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad del mismo modo, se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la trasferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica. Establece correspondiente a los gases inertes; y forman moléculas estables.



·         Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias.
·         Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.
·         Identificar entre los electrolitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente eléctrica.


Materiales y Reactivos  utilizados


1.       Equipo para medir la conductividad eléctrica
2.       Un vasito de 150 ml
3.       Probeta
4.       Trípode
5.       Varilla de vidrio
6.       Agua destilada
7.       Solución de Acido Clorhídrico (HCl) 0.1 M
8.       Solución de Acido acético (CH3COOH) 0.1 M
9.       Solución de Hidróxido de sodio (NaOH) 0.1 M
10.   Solución de Hidróxido de amonio (NH4OH) 0.1M
11.   Solución de Cloruro de sodio NaCl al 1%
12.   Solución de sulfato de Cobre (CuSO4) 0.1 M
13.   Etanol 96%
14.   Solución de glucosa al 5%
15.   Benceno        

Procedimientos

1.      Arme el equipo como se indica en el dibujo






1.    Coloque unos 50 ml de agua destilada en un vaso y pruebe su conductividad
2.    Repita el ensayo con el agua del grifo (potable)
3.    Ensaye una por un de las soluciones y liquido propuestos
4.    Determine, cuál de estos compuestos es apolar y cuales son polares
5.    Determine, cuales serian electrolitos fuertes y cuales débiles                                                                                                  

                                                                                                           







Compuestos
Intensidad
Foco
Iones
Presentes
Compuesto
Iónico
Compuesto Covalente
Electrólito
No Electrólito
Polar
Apolar
Fuerte
Débil
Si
Agua destilada
No
No
No
Si
No
No
No
Si
Agua potable
No
No
No
Si
No
No
No
No
Ácido Clorhídrico HCl
Si
Si
Si
No
No
Si
No
No
Ácido Acético CH3COOH
No
No
No
Si
No
No
No
No
Hidróxido de Sodio NaOH
Si
Si
Si
No
No
Si
No
No
Cloruro de Sodio NaCl
Si
Si
Si
No
No
Si
No
Si
Hidróxido de Amonio NH4OH
No
No
No
Si
No
No
No
No
Sulfato de Cobre CuSO4
Si
Si
Si
No
No
No
Si
Si
Etanol                  C2H5-OH
No
No
No
Si
No
No
No
Si
Glucosa C6H12O6
No
No
No
Si
No
No
No
Si
Benceno
No
No
No
Si
No
No
No
Si









En los enlaces iónicos y enlaces covalentes la diferencia más resaltante de estos dos tipos en enlaces intermoleculares, radica en la fuerza de atracción entre ellas, por ejemplo, el enlace iónico es una fuerza que mantiene unidos a los iones es por eso l nombre anión y catión, por ser de este tipo se dice que la fuerza es de carácter electrostático (fuerza eléctrica) y forma e una re cristalina mas no una molécula n cambio, un enlace covalente, es aquel enlace que mantiene unidos a átomos mediante la compartición de uno de sus electrones de valencia, es de tipo electromagnético predominantemente la fuerza eléctrica y forman lo que llamamos molécula fuerte.      

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Universidad Latina de Panamá

Facultad de Farmacia


Laboratorio de  Química Inorgánica  4

Tema:
Soluciones Amortiguadoras y pH


Estudiantes:

Villafuerte Lucía
López       Emy
Rodríguez Mariela
Campos     Esthefany
MoranIsora
Bernal     Jesús
BarceneasNoemí
Santamaría  Anyi
SaemsYovanna
León      Edwin
Sanjur     Ricardo
Díaz Josimar

Gutiérrez   Melani

Profesora:
Dayra  Samaniego

Fecha de Entrega:
Panamá, 25 de abril de 2014








El pH es un indicador de la acidez de una sustancia. Está determinado por el número de iones libres de hidrógeno (H+) en una sustancia.

La acidez es una de las propiedades más importantes del agua. El agua disuelve casi todos los iones. El pH sirve como un indicador que compara algunos de los iones más solubles en agua.

El resultado de una medición de pH viene determinado por una consideración entre el número de protones (iones H+) y el número de iones hidroxilo (OH-). Cuando el número de protones iguala al número de iones hidroxilo, el agua es neutra. Tendrá entonces un pH alrededor de 7.

El pH del agua puede variar entre 0 y 14. Cuando el pH de una sustancia es mayor de 7, es una sustancia básica. Cuando el pH de una sustancia está por debajo de 7, es una sustancia ácida.

Para medir el pH de una disolución podemos emplear dos métodos, en función de la precisión con que queramos hacer la medida: Para realizar medidas del pH que no necesiten ser muy precisas se utilizan unas sustancias llamadas indicadores, que varían reversiblemente de color en función del pH del medio en que están disueltas. Se pueden añadir directamente a la disolución o utilizarlas en forma de tiras de papel indicador. Y Para realizar medidas exactas se utiliza un pH-metro, que mide el pH por un método potenciométrico.
Un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes.
Con el fin de determinar el valor de pH mediante el uso del papel tornasol, y el potenciómetro también conocido como pHmetro,se verificara si la solución acida resiste a cambios bruscos de pH presentando cambios significativos al agregarle una solución amortiguadora.




Medir el pH y estabilizar las soluciones con soluciones amortiguadoras.


Materiales y Reactivos utilizados



ü Ácido cítrico 0.1M
ü Fosfato sódico secundario cristalino (Na2HPO4) 0.2 M
ü Ácido clorhídrico 0.4M
Jugo de naranja


PROCEDIMIENTO

·        Tomamos cuatro vasos de precipitado de 50 ml y según la tabla preparamos las soluciones amortiguadoras de pH como se indica en el cuadro.


mL de 0.2 M Na2HPO4
mL de 0.1 M de Ácido Cítrico
pH de la mezcla
4.11
15.9
3.0
7.71
12.29
4.0
10.3
9.60
5.0
12.63
7.33
6.0
16.47
3.53
7.0
19.45
0.55
8.0

ler vaso              2o. Vaso       3er. Vaso         4o. vaso
pH  3.0        pH= 6.0           pH=  7.0           pH= 8.0


·        Utilizamos papel tornasol azul o rojo, y seguido determinamos la acidez o alcalinidad de cada una de las soluciones.












·        Medimos el pH de cada una de las soluciones con el papel pH universal.




·        Medimos el pH de las mismas soluciones con el potenciómetro.

·        Tomamos su muestra problema y sometimos a los mismos procedimientos (2, 3, 4).

·        Añadimos a la solución 2 ml de ácido clorhídrico 0.4M y medimos de nuevo su pH.

·        Retiramos los electrodos de la solución; agregamos 10 ml de la solución amortiguadoras y cuyo pH se encuentra en el rango de pH de la muestra de análisis, y medimos de nuevo su pH con el potenciómetro.


RESULTADOS



Muestra
Papel Tornasol rojo
Papel Tornasol azul
Papel Indicador Universal
Potenciómetro
Sol.pH 3.0
rojo
rojo
3
pH = 4,24
Sol. pH 6.0
rojo
rojo
3
pH = 4,3
Sol. pH 7.0
rojo
rojo
3
pH =5,1
Sol.pH 8.0
azul
azul
4
pH = 7,7
Muestra con
2 mL HCl 0.4M
Azul, no debió dar azul
Rojo
3

pH =2.94
Muestra + jugo de naranja + solución amortiguadora
Rojo
Azul
3

pH = 4,93
Muestra con
HCl 0.4 M +
10 mL solución
amortiguadora
Rojo
Rojo
3
pH = 4



 ANALISIS DE LOS RESULTADOS

SI al pH se le agrega HCL, será más acido. En cambio al agregarle la solución amortiguadora resiste a cambios bruscos a pH, Por lo tanto no debe cambiar, siempre en cuando sea el pH de la muestra, por ello suele decirse que sirven para mantener constante el pH.






Finalizada la experiencia de laboratorio sobre reacciones químicas concluimos que:

1.           El Papel tornasol o papel pH es utilizado para medir la concentración de Iones Hidrógenos contenido en una sustancia o disolución. Mediante la escala de pH, la cual es clasificada en distintos colores y tipos.



2.          Si el indicador está en medio ácido, aumenta [H3O+] y el equilibrio se desplazará hacia la izquierda (color de la forma molecular); si está en medio básico, los OH- retirarán protones y el equilibrio se desplazará hacia la derecha (color de la forma ionizada). El rango de pH en el que un indicador cambia de color se denomina viraje.

3.          Las mezclas de un ácido débil y su base conjugada se llaman amortiguadores, reguladores o buffer.

4.          Que estas soluciones amortiguadoras o Buffer tienen la función de mantener el pH constante ya que es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio.

5.          Las soluciones amortiguadoras por lo regular son una combinación de un ácido y su base conjugada. La acidez puede definirse como la concentración de iones H+ en una solución. Por tanto, los ácidos son compuestos que liberan iones H+ en una solución. Si los ácidos incrementan la concentración de H+, lo que sigue es que los opuestos, las bases, reducen la concentración de H+. Cuando un ácido pierde un H+, esto incrementa una base conjugada.

6.          El objeto de su empleo, en técnicas de laboratorio, es precisamente impedir o amortiguar las variaciones de pH y, por eso sirven para mantener constante el pH.

7.          El papel indicador universal de pH sirve para comparar el color que se asemeje a la escala de colores.



Ø DauB.Seese, Carrillo. GonzalezMontogot. Nieto Sanson         Química 8º edición, Person

Educación, México, 2005 Pág. 420-455.



Ø Chang, Reymond- Química, McGraw-Hill.     7maEdición.      México, 2002- pag.603-607


Ø SamyRamírez-  Potenciómetro, Jun 2012

|
http://www.buenastareas.com/ensayos/Potenciometro/4544696.html


Ø Enova  - Papel Tornasol o Papel PH

http://www.tplaboratorioquimico.com/2008/09/papel-tornasol-o-papel-ph.html
Ø Ethan Gallagher
http://www.ehowenespanol.com/utilizan-soluciones-amortiguadoras-como_110594/

Ø Augusto Martínez
http://www.slideshare.net/mensajerodelcielo/soluciones-buffer




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Universidad Latina de Panamá

Facultad de Farmacia


Laboratorio de  Química Inorgánica  5

Tema
Liquidos Corporales

Estudiantes:

Villafuerte Lucía
López       Emy
Rodríguez Mariela
Campos     Esthefany
Moran Isora
Bernal     Jesús
BarceneasNoemí
Santamaría  Anyi
Saems Yovanna
León      Edwin
Sanjur     Ricardo
Díaz Josimar
Gutiérrez   Melani

Profesora:
Dayra  Samaniego

Fecha de Entrega:
Panamá, 25 de abril de 2014





Los líquidos corporales son el agua y los solutos disueltos en cada uno de los compartimentos corporales de fluidos. Se encuentra en constante movimiento; transportado rápidamente por la sangre circulante y contiene iones y nutrientes para mantenimiento  de la vida celular.
El agua corporal se distribuye en dos grandes compartimentos; el líquido intracelular y el líquido extracelular.
El líquido intracelular es el que está dentro de las células y representa el 65% del agua corporal y sus siglas son L.I.C.
El compartimento de líquidos extracelulares es el que está fuera de las células. Representa el 35% del agua corporal y sus siglas son L.E.C. Pero el compartimento extracelular se divide en subcompartimentos; que son el plasma o líquido plasmático, el subcompartimento intersticial y el subcompartimento transcelular.
El plasma es aquel líquido que está contenido en los vasos y en las cavidades cardíacas. El plasma es la porción líquida de la sangre y, por lo tanto, es la sustancia contenida dentro del sistema cardiovascular y representa aproximadamente el 5% del peso corporal. La sangre y el plasma son la fuente principal de líquidos y de solutos de los demás compartimentos.
El intersticial comprende a  los líquidos de  los espacios  que rodean las células, los líquidos intersticiales. Incluye también a la linfa circulante y a los líquidos del tejido conectivo denso y hueso. El líquido intersticial es el que baña las células, está siempre en el exterior de los vasos sanguíneos y en contacto directo con las membranas celulares. Así, las células realizan siempre los intercambios con el líquido intersticial o celular.
La linfa es el líquido intersticial que ha penetrado en un sistema de vasos que son los vasos linfáticos.
Con el fin de identificar el tipo de disolución de acuerdo a la concentración del volumen sanguíneo que presente cada tubo de ensayo, se observara la  capacidad que tiene cada disolución para disolver un soluto.




·         Comprobar los efectos de las distintas concentraciones de disoluciones sobre el volumen de las células sanguíneas.



Materiales y Reactivos utilizados


·         Tubos de ensayo
·         Pipeta de 10 ml
·         Pipeta Pasteur


REACTIVOS


·         Solución de eritrocitos lavados
·         Solución de cloruro de sodio al 23.4%
·         Agua destilada
·         Solución de cloruro de sodio al 0.9%





PROCEDIMIENTO

Antes de empezar hacer el experimento se recomienda utilizar guantes, ya que estará trabajando con muestras biológicas.

  • se realizó en cada uno de los tres tubos de ensayo tres sustancia; en el primer tubo se le agregó 10 ml de solución de cloruro de sodio al 0.9%, en el segundo tubo se le agregó 10 ml de agua destilada y en el tercer tubo se le agregó 10 ml de solución de cloruro de sodio al 23.4 %.

  • Procedimos a añadirle a cada uno de los tubos de ensayo 5 gotas de eritrocitos lavados; y para finalizar se describió el efecto en los eritrocitos con cada una de las soluciones utilizadas.


RESULTADOS








1 tubo de ensayo


 10 ml de solución de Cloruro de Sodio 0.9% 
 +  5 gotas de eritrocitos lavados.
             


SOLUCION ISOTONICA

2 tubo de ensayo

  10 ml de agua destilada
  +   5 gotas de eritrocitos lavados.


SOLUCION HIPOTONICA

3 tubo de ensayo

10 ml de solución de cloruro de sodio al 23.4% + 5 gotas de eritrocitos lavados.

SOLUCION HIPERTONICA





 RESULTADOS


 


ANALISIS DE LOS RESULTADOS






1 tubo de ensayo



10 ml de solución de Cloruro de Sodio 0.9%  +  5 gotas de eritrocitos lavados.
             

Cuando el eritrocito se sumerge en una solución con la misma osmolaridad no hay movimiento de moléculas de agua, ni hacia afuera ni hacia adentro del glóbulo rojo. Por lo tanto no hay salida ni entrada, los eritrocitos mantienen su forma.


2 tubo de ensayo


10 ml de agua destilada y en el tercero
 +   5 gotas de eritrocitos lavados.

Cuando el eritrocito se sumerge en una solución que tiene una osmolaridad menor, el agua entra a las células, haciendo que éste se hinche (turgencia) y rompa.

Tienen una concentración de solutos menor que el plasma sanguíneo.


3 tubo de ensayo


10 ml de solución de cloruro de sodio al 23.4% + 5 gotas de eritrocitos lavados.

Si al eritrocito se sumerge en   una solución con una osmolaridad mayor, el agua sale del glóbulo rojo, haciendo que éste se arrugue (crenación) y salga el agua.
Tienen una concentración de solutos mayor que el plasma.



 


Finalizada la experiencia de laboratorio sobre líquidos corporales concluimos que:


Ø  La osmolaridad es la medida de una concentración de una solución.

Ø  Si las células se colocan en una solución hipertónica, en la que la concentración del soluto es mayor fuera que dentro de la célula  perderán agua y se arrugaran, se verán hundidas o encogerán. En los glóbulos rojos o eritrocitos este proceso se conoce como crenación.

Ø  Si las celulas están situadas en una solución isotónica, en la que la concentracion del soluto fuera de las celulas  es la misma que en su interior, no habrá un cambio neto de la cantidad agua de las celulas. Por lo tanto los globulos rojos  mantendrán su forma original redondeada y bicóncava.

Ø  Si las celulas están colocadas en una solución hipotónica, en la que la concentracion del soluto es mayor dentro de la célula que fuera, habrá una ganancia neta de agua en las celulas, que provocara un aumento de la presión intracelular, y celulas se verán inflamadas o rotas. En el caso de los glóbulos rojos se verán, permanecerán remanentes  de membranas celulares. Este proceso se conoce como hemolisis.



 



Ø  Izzidro Vásquez   

http://www.buenastareas.com/ensayos/Soluci%C3%B3n-Hipot%C3%B3nica-Isotonica Hipertonica/5627773.html

Ø  Janette Tovar

             http://disolucionesisohipohiper.blogspot.com/

Ø  Anne Lesak - Libro de laboratorio de Anatomía y Fisiología   

http://books.google.com.pa/books?id=xAdKn8HISr0C&pg=PA37&dq=soluciones+hipertonicas,+hipotonicas+e+isotonicas&hl=en&sa=X&ei=-WNgU5LNMOG_sQTruIIw#v=onepage&q=soluciones%20hipertonicas%2C%20hipotonicas%20e%20isotonicas&f=false


Ø  http://www.elergonomista.com/biologia/biofisica57.html

Ø  http://medicina.usac.edu.gt/quimica/coloides/Tonicidad.htm

Ø  http://html.rincondelvago.com/liquidos-corporales_la-sangre.html

Ø  http://www.webfisio.es/fisiologia/urinario/textos/lc.htm#a1











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