Analisis de soluciones i

Química Clínica

1. “ANALISIS DE SOLUCIONES I” Lic. Wilfredo Gochez e-mail: [email protected]

2. PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES: 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION Ej. 2: ¿Cuántos moles hay en 80 gr. De bioxido de carbono? 1- Formula: C O 2 = 44 gr. mol 12 + (2 x 16) 2- n (numero de moles) = gr / gr. mol n= 80 gr / 44 gr. = 1.8 moles.

5. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. CONTINUACION 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. continuacion 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. CONTINUACION

19. CONTINUACION 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. BIBLIOGRAFIA “Química Clínica : Principios, procedimientos y correlaciones”. Michael L. Bishop. 5ª Edición “Chemistry for Laboratory Technician” 1ª Edition. W.B. Sauders.