UTNianos

El ejercicio 11 de la parte de solubilidad de la guía dice:

Un paciente que padece de úlcera estomacal puede presentar una concentración de HCl en su jugo gástrico de 8x10-4 molar. Suponiendo que su estomago recibe 3 litros diarios de jugo gástrico. ¿Qué cantidad de medicina conteniendo 2,6% m/v de Al(OH)3 debe consumir diariamente para neutralizar el ácido?

Sé que tengo que usar la fórmula N1.V1=N2.V2 pero no estoy segura de como sacar la normalidad, y cuando hago los cálculos me dan cualquier cosa. Si me dan una mano se los agradecería

Para calcular la normalidad tenés que saber con qué reacción estás laburando. En este caso la neutralización de ambas especies es la siguiente:

\[3HCl+Al(OH)_{3}\rightarrow 3H_{2}O+AlCl_{3}\]

Que puede leerse de esta forma también:

\[3H^{+}+3Cl^{-}+Al^{+3}+3(HO)^{-}\rightarrow 3H_{2}O+AlCl_{3}\]

Entonces, un mol de hidróxido de aluminio, tiene 3 equivalentes.
O en otras palabras: por cada mol de hidróxido de aluminio hay 3 moles de ion hidróxido.

Con la definición de la concentración de la solución de la base podés calcular la normalidad:

\[\frac{2,6 g Al(OH)_{3}}{100 mL sc}\times\frac{1 eq Al(OH)_{3}}{(78/3) g Al(OH)_{3}}\times\frac{1000mL}{1L}=1 N\]

Y si mis cuentas no fallan, aplicás la fórmula mágica y voilà.