Departamento de Química Analítica - Universidad de Có · PDF file · 2017-10-20... Selección rigurosa con combinación de criterios de las Titulaciones a ... Ejercicios y problemas,

Plan Piloto de Adaptación al EEES. Asignatura “Química Analítica” (1º curso) Licenciatura en Química

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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

Departamento de Química Analítica Facultad de Ciencias Universidad de Córdoba


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Índice Página INTRODUCCIÓN 5 PROGRAMAS DE LA ASIGNATURA 9 ORGANIZACIÓN DEL CURSO 19 SEMINARIOS: 23 Distribución de alumnos en grupos 25 Bloque I 27 Bloque II 53 Bloque III 73 Bloque IV 93 Bloque V 113 EVALUACIONES CONTINUAS 133 EVALUACIONES PARCIALES Y FINALES 161 CALIFICACIONES FINALES 198 VALORACIÓN DE LA EXPERIENCIA 204


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INTRODUCCIÓN


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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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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 (2003-

2004) 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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PROGRAMAS DE LA

ASIGNATURA

- OFICIAL

- ENTREGADO AL ALUMNADO


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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: 8 Créditos Totales LRU: 9 Teóricos: 7 Prácticos: 2

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: Español

PROFESORADO Ubicación Tutorias

Horas/semana

Responsable: Miguel Valcárcel Cases Manuel Silva Rodríguez

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 teórico-prácticas 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

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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Distribución ECTS de la asignatura de 1º de Química Actividad Evaluación

Actividad Docente Materia Profesor Alumno Procedimiento Peso en la

nota final

Horas presenciales

Horas no presenciales

Horas ECTS a

Teoría Exposición de la

Teoría. Apoyo con audiovisuales

Tomar apuntes, copiar el material audiovisual

Tipo de preguntas. Se valorará razonamiento y capacidad de síntesis 50 49 73.5 122.5

Ejercicios y problemas

Respuestas y soluciones

Apuntes. Formulación de preguntas y dudas

Problemas numéricos. Se valorarán razonamientos, unidades y convenios,

resultados, lenguaje, etc 30 10 7.5 17.5 Clases en aula

Seminarios

Distribución de los trabajos,

recomendar bibliografía, orientar

Exposición del seminario en el aula

Se valorará contenido, exposición, presentación, etc 10 4 3.0 7.0

Clases en laboratorio Prácticas de laboratorio

Presentación de normas. Explicación

de las prácticas

Cuaderno de laboratorio, anotaciones,

experimentos, ejercicios, informe, etc.

Evaluación continuada, cuaderno, ejercicios, informes, actitud

Clases en campo Prácticas de campo

Explicación de las prácticas

Cuaderno de campo, anotaciones, ejercicios,

informe, etc

Evaluación continuada, cuaderno, ejercicios, informes, actitud

Actividades dirigidasc

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 10 26.3 26.3

Teoría y/o problemas

Preparación de examen (nº horas)

Realización de examen (nº horas)

40 40

Exámenes

Prácticas

Poner, vigilar y corregir el examen.

Calificar globalmente al

alumno Preparación de examen

(nº horas) Realización de examen

(nº horas)

TOTAL CARGA DOCENTE DEL ALUMNO 100 % 63 150.3 213.3

(a) 1 crédito ECTS = 26.67 horas trabajo. (b) 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 prácticas. (c)Las tutorías se encuentran incluidas en el total de Actividades Académicamente Dirigidas.


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Programa de la asignatura entregado al alumnado TITULACIÓN QUÍMICA CURSO ACADÉMICO 2004 – 2005

TÍTULO DE LA ASIGNATURA CÓDIGO QUIMICA ANALITICA 850047 CURSO EN QUE SE IMPARTE: PRIMERO GRUPO A TIPO DE ASIGNATURA: TRONCAL OBLIGATORIA OPTATIVA L.C. NÚMERO DE CRÉDITOS: TEÓRICOS 7 PRÁCTICOS 2 ÁREA DE CONOCIMIENTO:

QUIMICA ANALÍTICA

DEPARTAMENTO/S RESPONSABLE/S

DENOMINACIÓN UBICACIÓN QUIMICA ANALÍTICA ANEXO C-3

PROFESORADO QUE LA IMPARTE

TEORÍA PRÁCTICAS Miguel Valcárcel Cases Manuel Silva Rodríguez

Miguel Valcárcel Cases 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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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, VALORACIONES DE PRECIPITACIÓN Y GRAVIMETRÍAS 14. Equilibrios Heterogéneos de Precipitación 15. Valoraciones de Precipitación 16. Gravimetrías 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: Noviembre-Diciembre 2004 BLOQUE II: 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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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.


17

ORGANIZACIÓN DEL

CURSO


18

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.


19

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. Springer-

Ibérica. 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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S E M I N A R I O S (Ejemplos)


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Seminarios DISTRIBUCIÓN DE ALUMNOS EN GRUPOS

GRUPO A GRUPO B Subgrupo A-1 Subgrupo B-1

Aranda Ruz, Francisco Ariza Carmona, Luisa M. Blanco Barrera, José A. Cabezas Gallego, Arturo J. Calderón Santiago, Mónica

Fernández Ruiz, José A. Fuentes Espinosa, José M. García Lozano, María García Porcuna, Inmaculada González Granados, Zoilo

Subgrupo A-2 Subgrupo B-2

Cantero de la Rosa, Eloy Cañaveras Robles, Fernando Cañete Rodríguez, Ana Cardeñona García, Vanesa Chamizo Ampudia, Alejandro

Jiménez Millán, Eugenio López Aguilera, Francisco López Rodríguez, Alberto J. López Tenllado, Francisco J. Lozano Quiles, Emanuel

Subgrupo A-3 Subgrupo B-3

Delgado López, Rocío Doncel Dios, Isabel M. Extremara Jaén, Rosalía Fernández Peralbo, Auxiliadora

Lozano Rueda, Javier Medel Osuna, Carlos Mena Bravo, Antonio Molina Delgado, Mª Ángeles

GRUPO C GRUPO D Subgrupo C-1 Subgrupo D-1

Montesinos González, Mª Isabel Moral Pérez, Amalisa Morales Jiménez, Carolina Moreno Zamora, Rosa M. Naranjo Martín, Marta

Rodríguez López, Inmaculada Ruiz Alcalde, Manuel Ruiz Jiménez, Esther Sánchez Calvo-Rubio, Belén Sánchez Moyano, Ángela

Subgrupo C-2 Subgrupo D-2

Navarro Labrid, Alfonso Ortega Cantos, Macarena Osuna Navarrete, Miguel A. Osuna Villalba, José R. Otero Izquierdo, Rocío

Sánchez Osuna, Ángela Sánchez Toril, Silvia Santiago Casado, Laura Serrano Ortiz, María Solano León, Mª Dolores

Subgrupo C-3 Subgrupo D-3

Peralbo Molina, Ángela Porras Carmona, Rosa M. Portal García, Miguel A. Río Jemes, Rosa Mª del

Vigara Martín, Rocío Tenorio Ramírez, Ana Ruiz Gutiérrez, Rocío Hammouch Caballero, Zahira


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BLOQUE I

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ANALÍTICA

1. CUESTIONES 2. PROBLEMAS NUMÉRICOS 3. TEMAS PARA TRABAJO EN EQUIPO


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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

EJEMPLOS

TRAZAS MICRO

COMPONENTES MACRO

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


24

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 1.67×10-5 , 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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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.


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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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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. +4NH 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. +4NH 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. +4NH 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 Heterogéneo Homogéneo Precipitación Cambio iónico Extracción Autoprotolisis

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


29

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:

NaOHHCl

NaOHNaOHHClHCl3 VV

CVCV]OH[+

×−×=+

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


30


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: +2Znγ = 0,498 ; +Naγ = 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


31

BLOQUE III

EQUILIBRIOS Y VALORACIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS



32

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, 0α , 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


33


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)+).

+23 )NH(Ag (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 −36AlF .

−36AlF (log β6 = 19,7) ; HF (pKa = 3,52)

Solución: 1,0.


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



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BLOQUE IV

EQUILIBRIOS Y VALORACIONES DE PRECIPITACIÓN. GRAVIMETRÍAS



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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 CO3

2– 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


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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: 16

KK )BX(S

)AX(S22=

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 %.


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%.



37

BLOQUE V

EQUILIBRIOS Y VALORACIONES REDOX



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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


39


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?

0Al/Al3E + = –1,66 V; 0

Cu/Cu2E + = 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.



40

EVALUACIONES CONTINUAS (Ejemplos)


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Asignatura: QUÍMICA ANALÍTICA (1º curso) Licenciatura en Química

PRIMER SEMINARIO BLOQUE I (Lecciones 1, 2, 3)

CUESTIONES: EVALUACIÓN CONTINUA

Alumno: ..................................................................... GRUPO B Subgrupo: ..................... 1. ¿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 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


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PRIMER SEMINARIO BLOQUE II (Lecciones 7, 8 y 9)


Alumno: ..................................................................... GRUPO B Subgrupo: ..................... 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?


43

SEMINARIO BLOQUE III (Lecciones 12 y 13)


Alumno: ..................................................................... GRUPO C Subgrupo: ..................... 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 −22ML . 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:

NiC )NH(Ni 3α )H(Yα YV eqV K

Antes P.E.

En el P.E.


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SEMINARIO BLOQUE IV (Lecciones 14 – 16)


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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SEMINARIO BLOQUE V (Lecciones 17 – 19)


Alumno: ..................................................................... GRUPO D Subgrupo: ..................... 1. 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


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EVALUACIONES PARCIALES Y FINALES (Ejemplos)


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QUÍMICA ANALÍTICA PRIMER PARCIAL 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 cut-off 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


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QUÍMICA ANALÍTICA PRIMER PARCIAL 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?


49

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?


50

10. 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:

[ ] Microanálisis

[ ] Análisis de trazas

11. 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


51

14. 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 pH H2CO3 HCO3

– CO32–

1,0 4,0 7,0 10,33 12,0

15. Se desea regular el pH de una disolución a un valor de 5.1. Si se dispone de los pares ácido-

base 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– 5,41 0,1 M HA/0,1 M A– 5,41

16. 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).


52

19. 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 Zona de viraje Rojo de metilo 4,4 – 6,2 Timolftaleína 9,3 – 10,5 Rojo neutro 6,8 – 8,0 Azul de timol 8,0 – 9,6

20. ¿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?


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QUÍMICA ANALÍTICA 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?.

−2)CN(Ag (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


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QUÍMICA ANALÍTICA EXAMEN FINAL 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: 7. 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?


194

8. Para el cálculo del pH de una disolución de un anfolito se parte del siguiente balance protónico:

]OH[]A[]OH[]AH[ 232

−−+ +=+ ¿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


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[ ] Coeficiente de reacción secundaria del Mg2+ con el amoniaco [ ] Coeficiente de reacción secundaria del EDTA con el ión hidrógeno

14. Los iones −24SO 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 L–1

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.


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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 0

Mn/MnO 24

E +− = 1,51V =++0

Fe/Fe 23E 0,771 V

[ ] Valoración de Sn2+ con KMnO4 0

Mn/MnO 24

E +− = 1,51V 0Sn/Sn 24E ++ = 0,154V

¿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: −−− +⇔+ 2

642322 OSI2OS2I

Especie 2I −I2 −232OS −2

64OS Factor de equivalencia OH8CO10Mn2H16OC5MnO2 22

22424 ++⇔++ ++−−

Especie MnO4– C2O4

– Mn2+ CO2 Factor de equivalencia


197

CALIFICACIONES FINALES


198

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:

)P2(ECNota2

)P6T4(P2Nota)P5T5(P1NotaónCalificaci ++++

=

Si en cambio el alumno ha aprobado la asignatura en la convocatoria de Junio

o Septiembre, su calificación viene dada por:

)P2(ECNota)P6T4(ExamenNotaónCalificaci ++=


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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.

Con relación a la comparación entre exámenes parciales y de septiembre, los

resultados son similares en ambos cursos académicos.

Suspenso40%

Aprobado43%

Notable5%

M Honor2%

Sobresaliente 10%

Curso 2003/2004JUNIO

Suspenso27%

Aprobado38%

Notable22%

Sobresaliente8%

M Honor5%

Curso 2004/2005JUNIO


200

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.


201

VALORACIÓN DE LA

EXPERIENCIA


202

Valoración de la Experiencia Se realiza un análisis DAFOS sobre el cambio del sistema enseñanza-aprendizaje 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 enseñanza-aprendizaje.

- Aulas poco adecuadas (tamaño, mobiliario fijo) para los seminarios participativos.


203

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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Departamento de Química Analítica - Universidad de Có · PDF file · 2017-10-20... Selección rigurosa con combinación de criterios de las Titulaciones a ... Ejercicios y problemas,