talleres de química - Centro de Profesores de Cuenca

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 QUÍMICA DIVERTIDA.
"La ilusión despierta el empeño, la paciencia lo consigue"
Ana Isabel Cañadas Calleja
ÍNDICE
VIDA COTIDIANA.
PRÁCTICA 0. ¿POR QUÉ PONEMOS BOLITAS ANTIPOLILLA EN EL ARMARIO?
PRÁCTICA 1. CREMA DE MANOS.
PRÁCTICA 2. RECICLANDO ACEITE USADO.
ÁCIDO BASE
PRÁCTICA 3. BURBUJAS EXPLOSIVAS.
PRÁCTICA 4. FABRICACIÓN CASERA DE UN INDICADOR.
PRÁCTICA 5. UN INDICADOR: LA FENOLFTALEÍNA.
PRÁCTICA 6. TEST DE RESPIRACIÓN.
PRÁCTICA 7. CÓMO GENERAR LLUVIA ÁCIDA.
PRÁCTICA 8. CÓMO FABRICAR UN EXTINTOR.
PRÁCTICA 9. BOLAS SALTARINAS.
PRÁCTICA 10. LANZACOHETES.
PRÁCTICA 11. AGUA CARBONATADA.
PRÁCTICA 12. VOLCÁN EN ERUPCIÓN.
PRÁCTICA 13. COMPRIMIDO EFERVESCENTE. COLISIÓN MOLECULAR.
PRÁCTICA 14. ¿QUÉ LE OCURRE A UN HUEVO SI LO METO EN VINAGRE?
PRACTICA 15. CÓMO SABER SI UN HUEVO ESTÁ EN MAL ESTADO. PRÁCTICA 16. HACER DESAPARECER PLÁSTICO.
PROPIEDADES DE ALGUNOS ÁCIDOS
PRÁCTICA 17. DESHIDRATACIÓN DEL AZÚCAR.
REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
PRÁCTICA 18. ROJO, BLANCO, AZUL.
PRÁCTICA 19. APARECE/DESAPARECE.
PRÁCTICA 20. LLUVIA DE ORO.
EQUILIBRIO QUÍMICO
PRÁCTICA 21. HIGRÓMETRO.
REACCIONES DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
PRÁCTICA 22. ¿POR QUÉ SE OXIDA UNA MANZANA?
PRÁCTICA 23. CLAVO DE COLOR COBRE.
PRÁCTICA 24. NI LO UNO, NI LO OTRO, PERO LOS DOS A LA VEZ SÍ.
PRÁCTICA 25. SUPOSITORIO INFLAMABLE.
PRÁCTICA 26. QUIMIOLUMINISCENCIA.
PRÁCTICA 27. FUEGO VERDE.
PRÁCTICA 28. BOTELLA AZUL.
PRÁCTICA 29. RELOJ DE YODO.
PRÁCTICA 30. VOLCÁN DE DICROMATO DE AMONIO.
PRÁCTICA 31. EL TIOCIANATO.
PRÁCTICA 32. DIBUJAR CON FUEGO.
PRÁCTICA 33. MONEDAS VERDES.
PRÁCTICA 34. VINO EN AGUA.
PRÁCTICA 35. ESPEJO DE PLATA.
PRÁCTICA 36. EL LIMÓN ELÉCTRICO.
PRÁCTICA 37. OXIDACIÓN, PERO CON CATALIZADOR.
PRÁCTICA 38. EL SUEÑO DEL ALQUIMISTA.
PRÁCTICA 39. CALIENTE DE UN COLOR, FRÍO DE OTRA.
2 Comenzaremos por hablar de lo necesario de que los alumnos aprendan a observar,
para ello hay que hacerles pensar cuando están en la vida real.
Para ello comenzaremos hablando de que todos lo que nos rodea es física y química. Y
daremos ejemplos:
PRÁCTICA 0. ¿POR QUÉ PONEMOS UNAS BOLITAS DE ANTIPOLILLA EN EL
ARMARIO? ¿CÓMO FUNCIONAN?
A muchos niños les llama la atención cuando se colocan, especialmente al llegar el
verano, unas “misteriosas” bolas blancas (sueltas o en bolsas), con olor
característico, entre la ropa. Cuando preguntan, se les suele decir que son “bolas de
naftalina” para ahuyentar las polillas. Al cabo del tiempo, desaparecen las bolas sin
dejar rastro. Es un ejemplo que se emplea a menudo por los profesores para ilustrar
el fenómeno de la sublimación. Aquí se sugieren unas cuestiones sobre las sustancias
empleadas como repelentes de polilla y se ofrece información al respecto. El objeto
es disponer de una herramienta educativa más para favorecer el pensamiento crítico
en los alumnos de Química.
Polillas de ropa Hay muchas más especies de polillas que de mariposas. De
lepidópteros son polillas. La subdivisión se basa en las
existencia: las mariposas son activas durante el día y las
Afortunadamente, de las miles de especies de polillas sólo
en los armarios donde se guarda la ropa.
hecho, casi el 95% de los
diferencias de estilo de
polillas durante la noche.
unas pocas se desarrollan
Las polillas de ropa se desarrollan mediante un ciclo completo de metamorfosis:
huevo, estado de larva, capullo y adulto (polilla). Sin embargo, es el estado larvario el
que daña a los tejidos (ver Figura 1). Los adultos son inofensivos en ese aspecto, pero
las larvas pueden digerir la queratina contenida en materiales orgánicos como lana,
pieles, plumas, seda, etc. Son de los pocos organismos que pueden digerir la queratina,
una proteína estructural producida por los animales.
Cuando comienza el ciclo de las polillas, el adulto pone entre 100 y 150 huevos de unos
0,01 cm de longitud. Al abrirse el huevo, al cabo de unos cinco días, la larva va
creciendo, hasta medir del orden de 1,2 cm, alimentándose de tejido. Normalmente
empieza a alimentarse en zonas donde hay restos de bebida o comida. Este proceso
dura de dos a tres meses, y es la causa del daño que producen las polillas a los tejidos.
Pasado ese proceso, preparan el capullo del que saldrá la polilla adulta, que vive menos
de tres meses. Las polillas de ropa no suelen volar a la luz durante la noche,
prefiriendo la oscuridad. Son comidas por pájaros, ranas, tortugas y pequeños
mamíferos. En la Figura 2 se muestran dos tipos de polilla de ropa y sus larvas
correspondientes.
Cuestiones y respuestas. Se proponen una serie de cuestiones para que los alumnos aprendan y se pregunten
sobre la química de los productos antipolillas y otros temas relacionados. 3 Cuestión 1. Buscando en Internet, en libros de Química o en la información
suministrada en los prospectos y envoltorios de productos antipolillas comerciales,
indicar los nombres y formulas químicas de las sustancias más comúnmente utilizadas
en el hogar como repelentes de polillas. Respuesta. Algunos productos químicos utilizados como repelentes de polillas son:
naftaleno (a veces denominado con el nombre antiguo de naftalina), p-diclorobenceno
(o 1,4-diclorobenceno), alcanfor (una terpenocetona bicíclica) y hexacloroetano (o 1, 1,
1, 2, 2,2- hexacloroetano). Las formulas químicas y estructurales de estos
compuestos se muestran en la Tabla 1. El alcanfor ha sido utilizado para ahuyentar a
las polillas desde tiempos históricos. Tabla 1. Algunas sustancias características empleadas como repelentes de polillas.
Fórmula
química
Peso
Punto de Punto
de
molecular fusión
ebullición
(g/mol)
(ºC)
(ºC)
Naftaleno
C10H8
128,2
80
218
1,4diclorobenceno
C6H4Cl2
147,0
53
175
Alcanfor
C10H16O
152,2
178
204
Hexacloroetano
C2Cl6
236,7
Sustancia
antipolilla
Fórmula
estructural
187 (sublima)
Cuestión 2. Justificar, de acuerdo con el tipo de fuerzas intermoleculares
predominante, por qué los productos antipolilla son sólidos que subliman y tienen un
olor penetrante característico. Respuesta. Los cuatro compuestos citados tienen en común que, a temperatura
ambiente, son sólidos que subliman fácilmente. Expuestos al aire, se transforman
lentamente en gas. De hecho, es ese gas el que hace de repelente por ser tóxico para
las polillas. Estas sustancias presentan fuerzas intermoleculares débiles,
predominando las de tipo London, por ser apolares, excepto en el alcanfor, donde
predominan fuerzas de dipolo-dipolo. En todos los casos, los puntos de fusión y
ebullición (ver Tabla 1) son bajos, en comparación con los valores típicos de los sólidos
más comunes. El olor característico es apreciable por la evaporación que se produce.
Por ello también se usan en productos odorizantes. Cuestión 3. Buscar las presiones de vapor de los sólidos utilizados como antipolillas, a
25 ºC, y compararlas con las de otros sólidos. Respuesta. En manuales adecuados de datos químicos y físicos de sustancias, se dan
los valores de presión de vapor de varios sólidos, en función de la temperatura. El
4 concepto de presión de vapor es difícil de entender para los alumnos, no solo para
sólidos, sino también para líquidos. Esto hace especialmente útiles este tipo de
cuestiones. El concepto de presión de vapor es además esencial para entender
cuestiones como los diagramas de fases. Los valores obtenidos de presión de vapor
a 25 º C (298 K) para las cuatro sustancias antipolillas citadas y para el hierro
y cobre, tomados como ejemplos de otros sólidos que son comunes para los
alumnos, se recogen en la Tabla 2. Se observa que en el caso de los productos
antipolillas, las presiones de vapor son varios órdenes de magnitud mayores que
en sólidos habituales. Tabla 2. Presiones de vapor, a 25 ºC, de sólidos utilizados como repelentes de polillas
y dos metales típicos utilizados para comparar.
Sustancia
Presión de vapor a 25 ºC (mm Hg)
Naftaleno
0,2
1,4-diclorobenceno
1,0
Alcanfor
0,3
Hexacloroetano
0,5
Cobre
~10-50
Hierro
~10-62
Cuestión 4. Pesar una bola de antipolilla nada más abrir su bolsa y después de una
hora. Estimar la duración de dicha bola y comparar el valor de duración estimada con
el ofrecido por el fabricante en la información del producto. Respuesta. El hecho de que estas sustancias volatilizan apreciablemente a
temperatura ambiente se puede observar por pesada. En una hora (tiempo de una
clase), se puede apreciar que una bola de antipolilla pasa de pesar 4,788 g a (después
de una hora en la ventana) pesar 4,667 g en una hora. Sin considerar la reducción de
tamaño, se puede pensar que desaparecerá en menos de dos días. Experimentalmente
es fácil comprobar que, es esas condiciones, desaparece en pocos días. Sin embargo,
el fabricante suele indicar que ese tipo de productos permiten el control de las
polillas durante meses. Obviamente, la diferencia está en que los antipolillas se
guardan entre la ropa, en armarios cerrados, donde el ambiente está saturado del
vapor del antipolilla y la evaporación es más lenta que expuesta a un ambiente abierto,
donde no se da saturación. Más sobre el tema Las cuestiones propuestas tienen respuestas abiertas, pudiéndose encontrar otras
cuestiones químicas interesantes. Por ejemplo, en la caja de un producto antipolilla se
puede leer que “su formulación, sin naftalina ni p-ciclorobenceno, es muy útil contra
las polillas, sin olores persistentes ni productos químicos”. Lo curiosos es que, en la
composición, se indica que contiene un 0,095 % de permetrina. ¿Eso no es un producto
químico? 5 Hoy en día, aparte de los cuatro productos citados en las cuestiones previas, se
utilizan como antipolillas insecticidas como permetrina o empentrina. Ambos son
piretoides (derivados semisintéticos de las piretrinas), prácticamente inodoros y con
alta eficiencia en la destrucción de insectos y baja toxicidad sobre mamíferos, en
comparación con otras sustancias. Actúan contra las polillas en todas sus fases
(huevo, larva y adulto). Las piretrinas son insecticidas naturales producidos por
ciertos tipos de plantas (crisantemos) que actúan como un veneno que penetra
rápidamente en el sistema nervioso del insecto.
En este punto, se puede utilizar este tipo de compuestos para utilizar la formulación
orgánica. La permetrina, con la fórmula C21H20Cl2O3, es el nombre común del 3fenoxibencil (1RS)-cis, trans-3-(2,2-diclorovinil)-2,2-dimetilciclopropanocarboxilato.
Empentrina, C18H26O2 , es el nombre común del (E)-(RS)-1-etinil-2-metilpent-2-enil
(1RS,3RS;1RS,3SR)-2,2-dimetil-3-(2-metilprop-1-enil)ciclopropanocarboxilato.
Las
fórmulas estructurales de ambos compuestos se muestran en las Figuras 3 y 4.
Figura 3. Fórmula estructural de la empentrina.
Figura 4. Fórmula estructural de la permetrina.
Otros antipolilla alternativos, a veces anunciados como “sin productos químicos” son
mezclas de hierbas, aceite de cedro, hojas de laurel, e incluso ultrasonidos.
Otras cuestiones de química que se pueden abordar en relación a lo tratado es
solubilidad en distintos disolventes, fabricación de los productos (el naftaleno, por
ejemplo, se obtiene destilando carbón y el alcanfor se obtiene por destilación de la
Madera del árbol que tiene el mismo nombre), uso e importancia de insecticidas, etc.
Quizá sea buena ocasión para recordar a los estudiantes que los homínidos han estado
en la tierra desde hace más de 3 millones de años, mientras que los insectos han
existido desde hace más de 250 millones de años. 6 Conclusión final
En conclusión, el uso de cuestiones sobre sustancias de uso común, bien conocidas por
los alumnos, como los antipolillas, puede ser una buena herramienta para motivarles
hacia el aprendizaje de conceptos de Química.
El IODO es un elemento con el cual los alumnos están familiarizados
fundamentalmente a través de la comercialización de desinfectantes iodados, como la
muy popular "tintura de iodo" o el "iodo-povidona". Este elemento en su estado sólido
puro está en forma de cristales de color negro-violáceo intenso con un brillo
característico. El iodo tiene la particularidad de poseer una importante presión de
vapor a temperatura ambiente, lo cual quiere decir que tiene gran tendencia a pasar al
estado vapor directamente desde el estado sólido, es decir que se volatiliza (la
sublimación es el cambio de estado de vapor a sólido, y no al revés). El proceso de
volatilización–sublimación del iodo es fácilmente comprobable, para lo cual se puede
efectuar la siguiente experiencia:
En un vaso de precipitados seco se colocan algunos cristales de yodo y luego se tapa la
boca del vaso con un vidrio de reloj invertido. Luego de unos minutos podrán
observarse dentro del vaso vapores violáceos correspondientes al iodo volatilizado.
Este proceso puede acelerarse calentando suavemente la base del vaso con un baño de
agua caliente. Como verificación adicional, los vapores de iodo pueden condensarse en
la superficie interna del vidrio de reloj, colocando unos pequeños trozos de hielo en la
parte superior. De esta manera, al chocar con una superficie fría, los vapores se
condensarán obteniéndose cristales de iodo.
Este método se emplea para la purificación del iodo, que suele ser comercializado con
distintos grados de pureza. Haciendo referencia al método de purificación utilizado,
algunas veces se comercializa como "iodo bisublimado" lo que indica que el reactivo ha
pasado por dos procesos de volatilización–sublimación.
PRÁCTICA 1. CREMA DE MANOS.
En este experimento vamos a ver cómo se puede fabricar una crema hidratante para
las manos a base de gelatina.
¿Qué es la gelatina?
La gelatina es una sustancia de origen animal formada por proteínas y usada en
alimentación. Se extrae de pieles, huesos y otros tejidos animales mediante
tratamiento con álcalis o con ácidos. Es muy fácil de digerir y aunque sea 100 %
proteína su valor nutritivo es incompleto al ser deficiente en ciertos aminoácidos
esenciales. En el comercio se puede encontrar preparada junto con azúcar, colorantes
y potenciadores de sabor.
La gelatina se vende en sobres que contienen láminas transparentes o con colorantes.
La gelatina seca al ponerla en contacto con un líquido lo absorbe y se hincha. Al
calentar el líquido se forma un sol (un sistema coloidal fluido) con el líquido como
dispersante.
7 A medida que se enfría el sistema, la viscosidad del fluido aumenta y acaba
solidificando formando un gel (sistema coloidal de aspecto sólido).
El estado de gel es reversible al estado de sol si se aumenta la temperatura
Con la gelatina se puede formar una espuma que actúa de emulsionante y
estabilizante, es en esta forma que se usa en alimentos preparados como sopas,
caramelos, mermeladas, algunos postres. También se usa como estabilizante de
emulsiones en helados y en mezclas en que intervienen aceites y agua.
También la industria farmacéutica y la cosmética emplean gelatina como excipiente
para fármacos que hay que tomar en pequeñas cápsulas.
Este suplemento vitamínico viene en cápsulas de gelatina
De las frutas se extraen sustancias muy parecidas a la gelatina, pero que terminan
por solidificarse espontáneamente como resultado de la presencia de un polisacárido
complejo llamado pectina.
Fabrica una crema hidratante para las manos
Una de las causas de que la piel de las manos se reseque es el uso de detergentes que
disuelven los componentes hidrófilos segregados per la dermis. Este hecho y la
consiguiente pérdida de flexibilidad de la piel no pueden solucionarse añadiendo
materiales grasos, pero pueden prevenirse y aliviarse los efectos con cremas que
disminuyan la evaporación del agua a través de la piel.
Material que vas a necesitar:
• 100 ml de glicerina.
• 4 gramos de gelatina.
• 10 ml de agua de rosas.
• Unas gotas de perfume.
¿Qué vamos a hacer?
Corta a trozos las láminas, dejándolas en remojo con el agua de rosas en un cazo
pequeño durante una hora para que se ablanden. Pon el cazo en un baño de agua a
calentar y añade la glicerina, poco a poco hasta que se haya disuelto. Si tienes un
perfume (¡no hace falta que sea muy caro!) echa ahora unas gotas.
Vierte el líquido en botes de boca ancha y deja que al enfriar se forme el gel coloidal.
Usa esta crema para hidratar la piel de las manos.
NOTA:
Con la receta que se presenta en esta experiencia queda una masa bastante dura,
cuyo aspecto no es el que ofrecen las habituales cremas hidratantes. Para una crema
más fluida hay que reducir la cantidad de gelatina (se empieza por usar la mitad) pero
no es posible dar un valor definido, pues depende del gusto de quien la deba usar.
8 PRÁCTICA Nº 2. CÓMO RECICLAR ACEITE.
Los aceites de freír suelen ser echados a la basura por los restaurantes mientras que
podrían servir como verdadero combustible para motores diesel, por ejemplo. ¿Por
qué no reciclarlos? ¿Cómo reciclar aceite?
El aceite desechado es nefasto para la naturaleza y sobre todo para el medio
ambiente acuático. Las estaciones de depuración tienen cada vez más y más
dificultades para reprocesarlos.
Ya se trate de un gran restaurador o de un gran amante de las patatas fritas,
debemos saber que reciclar aceite es posible. Es importante tener conciencia de que
el aceite de las frituras es una mina de energía que jamás debe terminar en la
basura.
Una decantación y un filtrado son suficientes para transformar los desechos en
carburante para un auto diesel.
Nosotros mismos podemos reciclar los aceites de frituras recuperados en los
restaurantes o en nuestros hogares. Con muy pocos recursos y un poco de imaginación
se puede hacer una instalación propia fácilmente en nuestra casa. Los más motivados
podremos ver una forma de ser energéticamente autosuficientes.
PRIMER USO. HACER JABÓN.
Material.
• Recipiente de barro, metal o cristal.
• Cuchara o palo de madera.
• Caja de madera.
Reactivos.
•
•
•
250 mL de aceite.
250 mL de agua.
42 g de sosa cáustica.
Procedimiento.
Echa en un recipiente, la sosa cáustica y añade el agua ¡mucho cuidado!, no toques en
ningún momento con la mano la sosa cáustica, porque puede quemarte la piel! Al
preparar esta disolución observarás que se desprende calor, este calor es necesario
para que se produzca la reacción.
Añade, poco a poco, el aceite removiendo continuamente, durante al menos una hora.
Cuando aparezca una espesa pasta blanquecina habremos conseguido nuestro objetivo.
Si quieres que el jabón salga más blanco puedes añadir un producto blanqueante, como
un chorrito de añil; para que huela bien se puede añadir alguna esencia (limón, fresa).
A veces ocurre que por mucho que removamos, la mezcla está siempre líquida, el jabón
se ha “cortado”. No lo tires, pasa la mezcla a una cacerola y calienta en el fuego de la
cocina. Removiendo de nuevo aparecerá al fin el jabón.
9 Echa la pasta obtenida en una caja de madera para que vaya escurriendo el líquido
sobrante. Al cabo de uno o dos días puedes cortarlo en trozos con un cuchillo. Y ya
está listo para usar:
NO OLVIDES: lavar las manos, el cabello, la ropa, los suelos, etc.
Observa que el jabón que hemos conseguido es muy suave al tacto, debido a que lleva
glicerina que se obtiene como subproducto de la reacción.
Si quieres más cantidad puedes utilizar, por ejemplo, las siguientes proporciones: 3
Litros de aceite, 3 litros de agua, ½ kg de sosa cáustica.
SEGUNDO USO. HACER BIODIESEL.
Materiales.
•
•
•
•
•
Matraz de fondo redondo.
Agitador magnético.
Placa calefactora.
Refrigerante.
Embudo de decantación.
Reactivos.
•
•
•
200 ml de aceite.
40 ml de metanol.
2 gr Hidróxido sódico.
Procedimiento.
Ponemos la placa calefactora a 60 ºC, colocamos un baño de agua, donde vamos a
meter el matraz de fondo redondo, echamos el aceite en el matraz, dejamos que se
caliente, posteriormente echamos el metanol, dejamos un poco de metanol en el cual
disolvemos la sosa, lo último que echamos es la sosa.
Dejamos calentando y agitando durante 30 minutos, echamos en un embudo de
decantación y separamos el biodiesel y la glicerina.
Dejamos decantar media hora, y veremos fácilmente dos fases, por un lado el
biodiesel y por otro lado la glicerina.
10 REACCIONES ÁCIDO/BASE. NEUTRALIZACIÓN
Los ácidos:
•
Tienen un sabor ácido.
•
Dan un color característico a los indicadores (ver más abajo).
•
Reaccionan con los metales liberando hidrógeno.
PRÁCTICA 3. BURBUJAS EXPLOSIVAS.
Comprobar que tratando un metal con ácido clorhídrico se desprende hidrógeno, y con
este hidrógeno haremos burbujas de jabón.
Materiales.
•
•
•
•
•
•
Salfuman comprado en un centro comercial o tienda.
Zinc.
Kitasato.
Gomas.
Vaso de precipitados.
Jabón de lavar de la cocina.
Procedimiento.
En el kitasato, echamos unos 100 ml de salfuman (ácido clorhídrico), a continuación
echamos unas bolitas de zinc, tapamos con un corcho, y colocamos la goma en la boca
más estrecha, de manera que el hidrógeno sale por esa goma, que desemboca en un
vaso de precipitados de agua con jabón, sacamos la goma de vez en cuando dejando
que las burbujas se despeguen de la goma y queden en el aire, y cuando está alejadas
del kitasto, les prendemos fuego con un mechero, veremos cómo detonan,
esto es
muy peligroso,
de manera que esto lo tenemos que hacer alejando mucho el
kitasato, podría producirse una gran explosión si este se prende.
Zn(s) + 2 HCl (aq)
→ ZnCl2 (aq) + H2 (g) + energía
Conclusión.
Se ha producido una reacción REDOX.
•
Reaccionan con las bases en proceso denominado neutralización en el que
ambos pierden sus características.
Las bases:
•
Tienen un sabor amargo.
•
Dan un color característico a los indicadores (distinto al de los ácidos).
•
Tienen un tacto jabonoso.
11 Donde se encuentran:
Ácido acético en el vinagre.
Ácido acetil salicílico aspirina.
Ácido ascórbico vitamina C.
Ácido cítrico zumo de cítricos.
Ácido clorhídrico sal fumante para limpieza, jugos gástricos.
Ácido sulfúrico baterías de coches.
Amoníaco (base) limpiadores caseros.
Hidróxido de magnesio (base) leche de magnesia (laxante y antiácido).
SUSTANCIA
PH
SUSTANCIA
PH
Jugos gástricos
2,0
Amoníaco casero.
11,5
Limones
2,3
Leche de magnesia.
10,5
Vinagre
2,9
Pasta de dientes.
9,9
Refrescos
3,0
Disolución saturada
de bicarbonato sódico.
8,4
Vino
3,5
Agua de mar.
8,0
Naranjas
3,5
Huevos frescos.
7,8
Tomates
4,2
Sangre humana.
7,4
Lluvia ácida
5,6
Saliva (al comer).
7,2
Orina humana
6,0
Agua pura.
7,0
Leche de vaca
6,4
Saliva (reposo).
6,6
IMPORTANCIA DE LAS VALORACIONES EN LA INDUSTRIA QUÍMICA.
•
•
Es muy importante debido a que cuando hacemos una disolución, con el paso del
tiempo se descompone, de manera que para saber su concentración exacta
usamos una valoración ácido-base.
Es muy importante para conocer la acidez de determinadas sustancias, por
ejemplo cuando se fabrica biodiesel, éste puede presentar acidez, de hecho la
presenta, para determinarlo usamos una valoración ácido-base. Los más
conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de
color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10,
transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados /
violetas. Además se pueden usar indicadores caseros como la disolución
resultante de hervir con agua col lombarda (repollo colorado), pétalos de rosa
roja, raíces de cúrcuma a partir de las cuales se obtiene curcumina, y otros.
12 •
Un ejemplo para el que nos sirve una valoración es para determinar la vitamina
C real que contiene un determinado zumo de frutas, también para saber el
grado de acidez de un vinagre.
La lombarda, col lombarda, repollo morado o col morada (Brassica oleracea var.
capitata f. rubra) es una planta de la familia del repollo (y ambas de las coles). Es una
variedad de col en la que las hojas poseen un color violáceo característico. Éste color
es debido a la presencia de un pigmento llamado ANTOCIANINA. La fuerza de este
color puede depender en gran medida de la acidez (pH) del suelo, las hojas crecen
más rojas en suelos de carácter ácido mientras que en los alcalinos son más azules.
La estabilidad de las antocianinas está determinada por el grado de oxidación, la
temperatura, la fuerza iónica, la acidez y la interacción con otros radicales y
moléculas complejas.
El científico alemán Richard Willstätter (1872-1942) fue el primero en describir el
cambio de color de las antocianinas, moléculas en las que se produce el efecto
batocrómico, que consiste en que al cambiar la acidez, es decir el pH, se pasa del rojo
anaranjado en condiciones ácidas, como el de la pelargonidina, al rojo intenso-violeta
de la cianidina en condiciones neutras, y al rojo púrpura-azul de la delfinidina, en
condiciones alcalinas. El pH tiene efecto en la estructura y la estabilidad de las
antocianinas. La acidez tiene un efecto protector sobre la molécula. En soluciones
acuosas a valores de pH inferiores a 2, básicamente la totalidad del pigmento se
encuentra en su forma más estable de ion oxonio o catión flavilio de color rojo
intenso. A valores de pH más altos ocurre una pérdida del protón y adición de agua en
la posición 2, dando lugar a un equilibrio entre la pseudobase carbinol o hemicetal y la
forma chalcona, o de cadena abierta. Tanto el hemicetal como la chalcona, son formas
incoloras y bastante inestables. A valores de pH superiores a 7 se presentan las
formas quinoidales de color púrpura que se degradan rápidamente por oxidación con el
aire.
Las ANTOCIANINAS se encuentran en muchas frutas oscuras (como la frambuesa
azul y negra, zarzamora, cereza, mora azul, uva azul y negra) y muchas verduras.
Según el pH su color está dado por los grupos hidroxilos de los anillos fenólicos y el
benzopirilio, de modo tal que en medio ácido (con un pH menor a 5) toma coloraciones
rojizas, mientras que en un medio alcalino (con pH mayor a 7) adquiere coloración
púrpura.
Las antocianinas pueden encontrarse en las hojas, haciendo que las mismas muestren
un color rojizo. Esta coloración puede deberse a un mecanismo de defensa, para
proteger a las plantas, sus flores y sus frutas contra la luz ultravioleta (UV) y, por su
propiedad antioxidante, evitar la producción de radicales libres.
En algunos árboles, como el arce rojo Americano (Acer rubrum) o el roble escarlata
(Quercus coccinea), los flavonoles (un tipo de flavonoide) incoloros se convierten en
antocianinas rojas cuando la clorofila de sus hojas se degrada.[24] En otoño, cuando la
clorofila se descompone, los flavonoides incoloros se ven privados del átomo de
oxígeno unido a su anillo central, lo que los convierte en antocianinas, dando colores
brillantes. Esta transformación química que consiste sólo en la pérdida de un átomo
13 de oxígeno es la responsable de nuestra percepción de los colores del otoño. Las
antocianinas que aparecen en el otoño probablemente son las que protegen a las hojas
del efecto de los rayos UV del Sol. Se especula que esta protección de las hojas
aumenta su efectividad para transportar nutrientes durante su senescencia.
COL LOMBARDA
ROJO
ROJO
VIOLETA
COLOR
INTENSO
VIOLETA
pH
<2
4
AZUL
AZUL
VIOLETA
6
7
7,5
AZUL
VERDE
VERDE
AZULADO
9
10
VERDE
AMARILLO
12
>13
PÉTALOS DE ROSA ROJA
AMARILLO
AMARILLO
COLOR
ROSA
MUY PÁLIDO
PÁLIDO
pH
<2
3-7
8
AMARILLO
VERDE
MARRÓN
10
11
12
La cúrcuma es uno de los ingredientes del curry en la gastronomía de la India y aporta
un color amarillo intenso característico, procedente de la raíz de la planta —este
14 amarillo es igual de intenso independientemente de si la planta se emplea fresca o
seca. Es muy poco estable en presencia de la luz pero se puede mejorar su estabilidad
añadiendo zumos cítricos.
Es una de las especias más usadas en la gastronomía de la India como colorante
alimentario para el arroz, carne y diversos platos. También forma parte de las
especias que dan color como el curry. Actualmente se comercializa como el aditivo
alimentario E100 ó cúrcuma. En Latinoamérica es conocida como palillo, y en algunos
países como Colombia se le conoce como Azafran de Raíz. Es un condimento muy
utilizado en la cocina tradicional y se comercializa tanto la raíz como el polvo.
También se emplea mucho en Okinawa, Japón, donde se sirve junto con el té.
CÚRCUMA O CURRY
COLOR
AMARILLO
NARANJA
ROJO
pH
<6
6-9
>9
Papel tornasol
Este método es más barato, pero es más inexacto que los otros. Por eso se dice que
este método es semicuantitativo, porque sólo muestra algo cercano a lo que es el pH
de una disolución.
, Cuando la concentración de la forma ácida del indicador es igual a la concentración de
la forma básica del indicador, la constante de protonación es igual a la inversa de la
concentración de protones.
En este punto del pH, el color del indicador es una mezcla entre el color de la forma
ácida y el color de la forma básica. Para obtener solamente el color de la forma
básica, se debería aumentar 10 veces la concentración de la forma básica respecto a
la de la ácida, según lo dicho antes, y para obtener el color de la forma ácida, se
debería aumentar 10 veces la concentración de la forma ácida respecto a la de la
básica. Con esto se tiene que el cambio de color de una forma a otra equivale a un
factor de 100. Hablando en términos logarítmicos, equivale a 2 unidades de pH. Por
15 tanto, la zona de viraje de un indicador suele estar entre una unidad por arriba y una
por abajo de su logK.
En resumidas cuentas, el papel pH, o papel tornasol, se vuelve rojo al mezclarse con
ácidos y azul al mezclarse con sustancias básicas o alcalinas.
Antes de realizar la primera práctica hablamos de la fenoftaleína. Hacemos
demostración del color que adquiere en medio ácido o básico. Y explicamos cómo ver
la calidad del huevo:
PRÁCTICA 4. FABRICACIÓN CASERA DE UN INDICADOR.
Las lombardas, parecidas a repollos y de color violeta, contienen en sus hojas un
indicador que pertenece a un tipo de sustancias orgánicas denominadas antocianinas.
Para extraerlo:
•
Corta unas hojas de lombarda (cuanto más oscuras mejor)
•
Cuécelas en un recipiente con un poco de agua durante al menos 10 minutos
•
Retira el recipiente del fuego y dejarlo enfriar
•
Filtra el líquido (Se puede hacer con un trozo de tela vieja)
•
Ya tienes el indicador (El líquido filtrado)
INDICADOR EXTRAÍDO DE LA LOMBARDA
COLOR QUE ADQUIERE
MEDIO EN EL QUE ESTÁ
ROSA A ROJO
ÁCIDO
AZUL OSCURO
NEUTRO
VERDE
BÁSICO
Otra forma de obtener el extracto es machacar con un mortero las hojas de col
lombarda finamente troceadas con unos 100 ml de alcohol etílico, en lugar de
hervirlas con agua. Luego se filtra el extracto con el embudo y el papel de filtro. De
esta forma el extracto que se obtiene no tiene turbidez.
Para preparar el curry, como indicador:
Materiales.
•
•
•
•
•
Curry.
Etanol.
Varios vasos.
Embudo.
Papel filtro.
Procedimiento.
En primer lugar se agrega una cucharadita de cúrcuma o curry a unos 50 ml de alcohol
etílico o isopropílico. Se agita vigorosamente y se deja reposar un par de minutos.
Debe repetirse el proceso anterior unas tres veces con el fin de extraer la mayor
cantidad posible de extracto. A continuación se emplea un embudo con papel de filtro
16 para separar el líquido obtenido del sólido. El líquido tendrá un intenso color amarillo.
Ya lo podemos utilizar.
PRÁCTICA 5. UN INDICADOR; LA FENOLFTALEÍNA.
Material.
•
•
•
Vaso precipitados 100 cm3.
Tres tubos de ensayo en una gradilla.
Una pipeta o cuentagotas.
Reactivos.
•
•
•
•
Indicador fenolftaleína en disolución (0,1 gramos del sólido se disuelven en 60
cm3 de etanol y 40 cm3 de agua).
Lentejas de hidróxido sódico sólido.
Aproximadamente 100 cm3 de una disolución 0,5 M de hidróxido de sodio.
Unos cm3 de una disolución aproximadamente de 2 M de ácido clorhídrico.
Procedimiento.
Añada unas gotas de disolución de fenolftaleína sobre 100 cm3 de una disolución 0,5
M de hidróxido sódico, hasta que se vea de un color rosa intenso. Divida esta
disolución entre los tres tubos de ensayo. Deje un tubo como control, añada ácido
clorhídrico gota a gota e uno de los otros dos tubos de ensayo hasta que el color
desaparezca. Éste es el comportamiento normal de la fenolftaleína. Al tercer tubo,
añádale dos o tres lentejas de hidróxido de sodio solido agitando para disolverlas. El
color rosa también desaparecerá de este tubo. Los cambios de color pueden ser
invertidos por la adición apropiada de ácido o álcali.
El fondo blanco servirá de ayuda.
La demostración podría haberse empezado con la disolución incolora de la
fenolftaleína en medio alcalino concentrado y agregando ácido para dar un cambio de
color inesperado.
Explicación.
En disolución ácida, la fenolftaleína se presenta bajo la forma (I), la cual es incolora.
La adición de hidróxido de sodio quita dos protones para producir el dianión de color
rojo (II), mientras que la posterior adición de álcali da (III) que también es incoloro.
17 PRÁCTICA 6. TEST DE RESPIRACIÓN (PARA GASTAR UNA BROMA).
Dale a alguien un vaso que contiene un poco de agua con extracto de lombarda y unas
gotas de amoniaco casero (será verde) y pídele que sople a través de una pajita de
refresco. Puedes presentarlo como un test de alcohol, mal aliento, etc. La disolución
pasará de color verde esmeralda a azul oscuro. Si ahora le añades vinagre, la
disolución adquirirá un color rojo.
Al soplar expulsamos dióxido de carbono (CO2) que en contacto con el agua forma
ácido carbónico (H2CO3). Este ácido formado, neutraliza el amoníaco que contiene la
disolución. Al añadir vinagre la solución adquiere un pH ácido.
CO2(g) + H2O
CO2 + H2O
Ya en la disolución, reacciona con al agua, transformándose en ácido carbónico según
H2CO3
la reacción:
CO2 (ac) + H2O
Ets ácido neutraliza la disolución de amoniaco, que era inicialmente básica (color
verde), y se vuelve neutra.
PRACTICA 7. CÓMO GENERAR LLUVIA ÁCIDA.
Impregna una tira de papel de cocina en una disolución del extracto de lombarda.
Acerca una cerilla inmediatamente después de encenderla. Se observa que aparece un
punto rojo (ácido) en la tira de papel.
¿A qué se debe? ¿Puede ser debido al dióxido de carbono (CO2) generado en la
combustión? No, la disolución formada (ácido carbónico) no es suficientemente ácida
como para producir el color rojo. (Se puede comprobar repitiendo el experimento
pero dejando arder la cerilla un poco antes de acercarla al papel). La causa de la
aparición del color rojo está en el dióxido de azufre (SO2) que se forma cuando la
cerilla se inflama. Esto se debe a la presencia de azufre (S) añadido, entre otros
productos, a la cabeza de la cerilla, para favorecer la ignición.
El dióxido de azufre en contacto con el agua presente en la tira de papel forma ácido
sulfuroso
(H2SO3)
que
es
más
ácido
que
el
ácido
carbónico.
En la combustión de algunos derivados del petróleo se produce dióxido de azufre que
pasa a la atmósfera. Al llover y entrar en contacto con el agua, se forma el ácido
sulfuroso, uno de los responsables de la lluvia ácida.
18 PRÁCTICA 8. ¿CÓMO FUNCIONA UN EXTINTOR?
Materiales y reactivos:
•
•
•
•
•
•
Bicarbonato de sodio colocado en una servilleta de papel.
Un tapón de corcho perforado o plastilina.
Una pajilla para beber.
Una botella para agua pequeña (seca).
Vinagre.
Un poco de hilo de coser.
Procedimiento.
Ponga 4 cucharaditas de bicarbonato en la servilleta, cierre y amarre con un hilo en
forma de bolsita (tiene que quedar bien sujeto). Introduzca 5 cucharadas de vinagre
en la botella. Suspenda la bolsita de bicarbonato dentro de la botella de forma que
cuelgue (con una parte del hilo fuera) y no toque el vinagre. Tome el corcho o
plastilina y coloque la pajilla en la boca de la botella.
Agite la botella, tapando con el dedo la pajilla y sujetando la botella al mismo tiempo,
para mezclar el bicarbonato con el vinagre (sin destapar la pajilla). Quite el dedo y
proyecte el gas que sale de la botella sobre una vela encendida.
Podemos hacer una práctica en la cual apaguemos una vela fabricando un pequeño
extintor.
19 OTRO TIPO DE EXTINTOR.
Prendemos una vela en un vaso vacío, y en otro, mezcla una cucharadita de
bicarbonato sódico y vinagre. Deja que se forme espuma. Si decantas el vaso sobre la
vela, se extinguirá.
Dado que el dióxido de carbono que se forma en la reacción química en la parte
superior del vaso es más pesado que el aire, desplaza el oxígeno necesario para la
combustión. El dióxido de carbono, no combustible, apaga la llama. Muchos extintores
funcionan del mismo modo: la espuma que pulverizan consta de burbujas llenas de
dióxido de carbono, que rodean la llama y bloquean el aporte de oxígeno.
PRACTICA Nº 9. BOLAS SALTARINAS.
La reacción química entre el bicarbonato (una base) y el vinagre (ácido débil) forma
dióxido de carbono que llena el recipiente y sale por la pajilla. Como es más pesado
que el aire, al enfrentar la vela encendida expulsa el oxígeno. Sin oxígeno la llama se
apaga.
Materiales.
• Un recipiente
• Naftalina
• Bicarbonato
• Vinagre
Procedimiento.
En un recipiente profundo con agua se ponen unas bolas de naftalina y dos o tres
cucharadas de bicarbonato. Se añade agua hasta llenar las tres cuartas partes del
recipiente y a continuación, lentamente, se agrega vinagre.
Se forman burbujas de dióxido de carbono que se adhieren a las bolas de naftalina y
las ayudan a flotar, ascendiendo y descendiendo.
20 PRACTICA Nº 10. LANZACOHETES DE VINAGRE.
Materiales.
•
•
•
•
•
•
•
•
Corcho para tapar una botella.
Una botella.
Tachuelas.
Cinta de papel plástico.
1/2 taza de agua.
1/2 taza de vinagre.
Bicarbonato de sodio.
Pedazo de papel absorbente de 10 X 10 cm.
Procedimiento.
Toma el pedazo de papel absorbente y ponle una cucharadita de bicarbonato de sodio.
Arróllalo bien, para que el bicarbonato quede dentro.
Arma el corcho con las cintas. Prénsalas con las tachuelas. Pon el agua y el vinagre en
la botella.
Busca un lugar donde el techo sea alto. Pon tu botella en el suelo y deja caer el papel
con bicarbonato en el fondo. Ponle el corcho tan fuerte como puedas.
PRÁCTICA Nº 11. EQUILIBRIOS QUE INCLUYEN AL DIÓXIDO DE CARBONO
Y SU EFECTO SOBRE LA ACIDEZ DEL AGUA CARBONATADA.
Descripción.
Se coloca agua carbonatada en una jeringa y se saca el émbolo para reducir la presión
por encima. Se ve al dióxido de carbono saliendo fuera d ela disolución y el indicador
rojo de metilo varía desde rojo a amarillo, mostrando que la disolución se ha vuelto
menos ácido.
Material.
•
•
•
•
Una jeringa de plástico de 50 cm3 (una más pequeña puede servir pero el
experimento se ve con dificultad).
Un tapón para la jeringa (opcional).
Un clavo de 5 cm de largo.
Un vaso de precipitados pequeño.
21 Reactivos.
•
•
Unas gotas de indicador rojo de metilo. Tenga la disolución ya preparada,
disolviendo 0,02 gramos del rojo de metilo sólido en 60 cm3 de etanol y
completado hasta 100 cm3 de agua destilada.
Unos 100 ml de agua de soda o agua mineral carbonatada. Lo mejor sería una
botella reciente y sin abrir. Agua tónica o limonada no sirven por que contienen
ácido cítrico.
Procedimiento.
Antes de la demostración.
Modifique la jeringa como sigue:
Separe el émbolo hasta que el volumen del aire en la jeringa sea de 50 cm3 (véase
figura), para ello caliente el clavo en la llama de un mechero Bunsen y empújelo a
través del tubo del émbolo como se muestra en el diagrama. Cuando el clavo esté
colocado, el émbolo quedará retenido en una marca de 50 cm3.
La demostración.
Vierta unos cm 3 de agua carbonatada en el vaso de precipitados y añada unas gotas
de rojo de metilo Para que la disolución se vuelva roja. Coja con la jeringa unos 40 cm3
de esta disolución. Coloque el tapón de la jeringa en el extremo de la misma (o use el
dedo), tire del émbolo hacia fuera hasta llegar a la marca de 50 cm3 y bloquéelo con
el clavo. Las burbujas del dióxido de carbono se verán abandonar la disolución gaseosa
y el indicador se verá virar a naranja. Mueva la jeringa para acelerar la salida del gas
fuera de la disolución gaseosa. Sujete la jeringa verticalmente con la boquilla
apuntando hacia arriba, quite el tapón y el clavo, y empuje el émbolo hasta expulsar el
gas pero no la disolución. Tape la jeringa otra vez y repita de nuevo el ciclo anterior.
Se verán más burbujas de CO2 y el indicador virará más hacia el color amarillo. Se
pueden repetir varios ciclos hasta que el indicador se ponga amarillo.
Los estudiantes pueden no estar familiarizados con el rojo de metilo. Si es así,
demuestre de antemano sus colores en un medio ácido, y en un medio básico. Es rojo
por debajo de pH 4,2 y amarillo por encima de un pH 6,3.
Explicación.
El agua de soda contiene dióxido de carbono que ha sido disuelto en ella bajo presión
(Ley de Henry). Los equilibrios implicados son:
De esta manera la disolución es ácida.
22 Al reducir la presión, el dióxido de carbono puede salir de la disolución desplazando el
equilibrio (1) hacia la izquierda. El resultado es que los otros tres equilibrios también
se desplazan hacia la izquierda, eliminando iones H+ (aqu) de la disolución y haciendo
que ésta sea menos ácida.
Para mayor simplicidad, algunos profesores prefieren no hablar del equilibrio.
PRÁCTICA Nº 12. VOLCÁN EN ERUPCIÓN.
Materiales.
•
•
•
•
•
•
•
Botella de plástico (reutilizada).
Vinagre.
Bicarbonato sódico.
Pimentón.
Jabón líquido.
Agua.
Gafas de protección
Procedimiento.
A la hora de fabricar un volcán casero se puede realizar de formas muy diversas,
según la densidad o consistencia que se quiera dar a la “lava”, según el material
empleado en la construcción de las laderas, según la virulencia de la erupción, etc.,
siendo ésto a tu libre elección.
1. Lo primero es la construcción del volcán, por lo que colocaremos la botella de
plástico en el centro y realizaremos sus laderas con barro, pasta de papel o con
plastilina. El tamaño del volcán vendrá determinado por el tamaño de la botella
empleada. Se aconseja una de 33 cl., por tener un tamaño más manejable, y realizar la
ladera con una inclinación no muy pronunciada, para que la lava baje más lentamente.
2. Si tomamos como referencia la botella de 33 cl., pondremos dos cucharadas de
bicarbonato sódico en la botella.
3. En este punto es donde debemos elegir la consistencia de la lava que queremos
obtener. Ello se puede realizar de diversas formas. Una de ellas es utilizando jabón
líquido, en una cantidad aproximada de una cucharada. También se puede utilizar agua
y harina para conseguir la viscosidad deseada (ver figura 1).
4. Añadimos una pizca de pimentón u otro colorante para obtener el color rojizo de la
lava. Si el jabón utilizado es del color deseado, no haría falta este paso (ver figura 2).
5. ¡YA ESTAMOS PREPARADOS PARA LA ERUPCIÓN! Después de mezclar los
ingredientes utilizando una cuchara o cualquier otro elemento, y después de ponernos
las gafas, para que las posibles salpicaduras no lleguen a nuestros ojos, añadimos un
chorro de vinagre a la mezcla y nos retiramos (ver figura 3).
23 Fig. 1. Hemos construido el volcán con pasta de papel y hemos situado en el centro una
botella.
Explicación.
Al añadir el vinagre (ácido acético) a la mezcla que contenía bicarbonato sódico (base)
se produce una reacción química que libera una gran cantidad de dióxido de carbono
(gas CO2), observándose en la espuma enrojecida, por el pimentón, que se produce.
Si queremos reproducir una erupción más violenta, debes tapar la boca de la lata o
chimenea. De la resistencia que oponga la tapa dependerá la violencia de la erupción,
al obtenerse presiones más elevadas. En este caso hay que tener un cuidado mayor, ya
que la erupción afectará a una mayor distancia.
Las erupciones volcánicas se producen por un aumento de la presión interna en los
conductos que surgen del magma terrestre y llegan hasta la superficie. Cuando la
presión es suficientemente grande, estos conductos no pueden soportarlo y se
quiebran en su punto más frágil, causando una erupción de roca fundida (lava) que sale
a toda velocidad de la rotura en la corteza terrestre.
Una posibilidad de obtener diferentes erupciones es utilizar tapones para la botella
con diferentes tamaños de agujeros. Al realizarlos, hay que tener en cuenta que
cuanto menor sea el diámetro del agujero en el tapón, mayor será la violencia de la
erupción, ya que aumentará la presión en el interior de la botella al tener mayor
resistencia el dióxido de carbono en su salida.
Otra posible variante es barnizar el volcán, elaborado en plastilina, barro o pasta de
papel, con pintura plástica, para que así, el material empleado sea impermeable a la
disolución acuosa, que es la lava. Ello implica que pueda ser lavado con agua, y así,
pueda ser utilizado repetidamente, como si fuese siempre la primera vez.
24 Fig. 2. Tras construirlo, añadimos
bicarbonato, jabón líquido, y un
colorante, como el pimentón
Fig. 3. El último paso es añadir el vinagre, e
inmediatamente comenzará la erupción
PRÁCTICA Nº 13. CUANDO DISOLVEMOS UN COMPRIMIDO EFERVESCENTE,
¿QUÉ SE DESPRENDE? SE DESPRENDE CO2.
Entre los ingredientes de los comprimidos efervescentes se encuentra el bicarbonato
sódico y un ácido orgánico, como el cítrico, el ascórbico o el acetilsalicílico. Muchos
medicamentos, como aspirina, vitamina C o antiácidos, entre otros, se presentan en
forma de comprimidos efervescentes que se disuelven rápidamente en agua.
Normalmente estos comprimidos contienen ácido cítrico (o ácidos similares) y
bicarbonato sódico, como excipiente efervescente. Al introducirlo en agua, el
comprimido se disuelve desprendiendo CO2 (g):
Al entrar en contacto con el agua, el carbonato sódico se disocia en dos iones, el
hidrogeno carbonato y el sodio.
El primero reacciona con el ácido de la pastilla y da lugar, entre otros compuestos, al
dióxido de carbono, gas que forma pequeñas burbujas ascendentes las cuales
explotan al entrar en contacto con el aire.
Nos viene muy bien para estudiar los FACTORES QUE INFLUYEN EN LA
VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.
Para realizar nuestro experimento necesitamos dos vasos, agua fría, agua caliente y
un par de pastillas efervescentes.
En primer lugar llenamos con agua los dos vasos (uno con agua fría y el otro con agua
caliente)
Luego dejamos caer una pastilla efervescente en cada vaso.
Podemos ver que la pastilla que se deja caer en el vaso con agua fría tarda mucho más
tiempo en disolverse.
Explicación:
Muchos medicamentos se presentan en forma de comprimidos efervescentes que se
disuelven rápidamente en agua desprendiendo dióxido de carbono.
Una reacción química se produce mediante colisiones entre las partículas de los
reactivos (en nuestro caso el agua y la pastilla efervescente). Un aumento en el
número de estas colisiones implicará una mayor velocidad de la reacción química. 25 Al aumentar la temperatura del agua, también lo hace la velocidad a la que se mueven
las moléculas de agua y, por tanto, aumentará el número de colisiones con la pastilla
efervescente. El resultado es una mayor velocidad en la reacción química.
En los dos vasos se produce la misma cantidad de dióxido de carbono pero en el vaso
con agua caliente la reacción es más rápida y el gas se libera en menos tiempo.
PRÁCTICA Nº 14.¿QUÉ LE OCURRE A UN HUEVO SI LO METO EN VINAGRE?
Materiales.
•
Un vaso.
Reactivos.
•
•
Vinagre.
Un huevo.
Procedimiento.
Metemos el huevo en un vaso lleno de vinagre y dejamos actuar durante una semana,
hasta que veamos que la cáscara ha desaparecido.
La reacción que tiene lugar es la siguiente:
CH3COOH + CaCO3
CO2 + H2O + CH3COONa
PRÁCTICA 15. COMO DETECTAR SI UN HUEVO ESTÁ O
CONDICIONES.
NO EN BUENAS
El huevo está envuelto por una cáscara caliza que en el huevo de gallina es entre
color blanco, amarillo y marrón. La cáscara está revestida interiormente por dos
membranas que constituyen una envoltura y que se separan en el polo obtuso para
constituir la cámara de aire. Externamente la cáscara está recubierta por una
membrana externa llamada cutícula compuesta por dos capas de fibras de proteínapolisacárido que se encuentra sólidamente adherida a la cáscara y que actúa
taponando los poros de la misma impidiendo la entrada de gases y microorganismos al
interior del huevo. La cutícula se encuentra compuesta por una proteína llamada
ovoporfirina que se caracteriza por presentar fluorescencia bajo la luz ultravioleta.
El tiempo, la luz, el calor y el lavado destruyen a la ovoporfirina, llegando incluso a
desaparecer.
La clara es un fluido acuoso ligeramente amarillento envuelto por tres capas de
diferente viscosidad (clara fluida y densa). Envuelta por la clara se encuentra en el
interior del huevo la yema, de forma esferoidal, que se fija mediante dos cordones
retorcidos en espiral sobre sí mismos, denominados chalazas. En la parte superior de
la yema se encuentra el disco germinal, denominado galladura o mácula, que adopta el
aspecto de mancha blanquecina.
CONTROL DE CALIDAD DE LOS HUEVOS.
Observación de la cámara de aire: también se hace por ovoscopia. En el ángulo
obtuso se puede apreciar la cámara de aire del huevo y su altura nos indica la edad del
huevo, ya que se va agrandando conforme pasan los días. Se entiendo por la altura de
la cámara de aire la distancia que hay entre el vértice del polo y el plano imaginario
26 que pasa por los puntos donde la cámara de aire toca la cáscara. En el huevo fresco
recién puesto la cámara presenta una altura de 3 mm, pero aumenta conforme pasa el
tiempo de la puesta. En huevos de 1 a 4 semanas presenta una altura entre 4-6 mm. En
huevos de 6 semanas a 4 meses una altura de 1/6 del huevo (11-18 mm). Con más de 4
meses la cámara ocupa 1/3 del huevo.
De manera que si sumergimos un huevo en agua podemos obtener información sobre si
el huevo es fresco o no:
Prueba de la flotabilidad: se basa en observar la capacidad de flotabilidad del huevo
que dependerá del grado de envejecimiento. Esta capacidad está en función del mayor
o menor desarrollo de la cámara de aire y por tanto determina el grado de frescura.
Se puede realizar con agua corriente o con una solución de cloruro sódico al 12%.
Se introduce el huevo en un recipiente con agua y observar la posición que adopta. 1-6
días Fondo. Horizontal. 7-10 días Fondo. Inclinado 45º. 11-12 días Fondo.
Perpendicular 90º. 17-21 días Flota.
Prueba de la fenoftaleína (indicador de pH): para descubrir si los huevos han
sido conservados con baño de agua de cal. Se realiza mediante la utilización de
un colorante que vire de color a pH básico. EL baño de agua de cal es un sistema
de almacenamiento que permite la conservación del huevo durante largo tiempo.
Los huevos conservados por este procedimiento han modificado sus
características organolépticas, al penetrar en su interior una pequeña cantidad
de la solución. Puede tener un sabor alcalino e incluso amargo. También se
modifica el pH. Se añaden gotas de fenolftaleína (1%) en la superficie del huevo
o bien se lava el huevo con agua destilada y se adiciona al agua de lavado las
gotas de fenoftaleína. Si vira a color rosa el huevo ha sido conservado en agua
de cal.
Prueba de Heesstermann: sirve para poner de manifiesta la integridad y
presencia de la cutícula. Para ello se sumergen los huevos en una solución de
fucsina o de permanganato potásico al 0.5% y se mantiene sumergidos durante 3
minutos, lavándolos posteriormente. Los huevos frescos y conservados por frío
presentan una coloración marrón rosácea debida a la tinción de la cutícula. En los
huevos lavados, muy viejos, conservados en soluciones de cal, etc, la cutícula
27 está dañada y no aparece enteramente envolviendo la cáscara, por lo que
aquellas porciones desprovistas de cutícula permanecen blancas.
PRÁCTICA Nº 16. HACER DESAPARECER PLÁSTICO.
El material de embalaje, poliestireno, se coloca en propanona. Se encoge y burbujea.
Una pequeña cantidad de propanona puede absorber una cantidad impresionante de
material de embalaje.
Material.
•
•
Un vaso de precipitados de 1 litro.
Un vaso de precipitados de 5 litros. (Opcional).
Reactivos.
•
•
Poliestireno expandido en forma de perlas de embalaje del tipo que se utiliza a
menudo para reparto en cristalería. También se podría usar una taza
desechable de café (de poliestireno expandido).
50 cm3 de acetona(propanona)
Procedimiento.
Vierta aproximadamente 50 cm3 de acetona en un vaso de precipitados de 1 dm3.
Llene el vaso de 5 dm3 con perlas de embalaje de poliestireno expandido. Añada las
perlas a puñados en la propanona. Se encogerán y burbujearán, y al final se formará
una capa de gel pegajoso por debajo de la propanona. Si el vaso de 1 dm3 se llena con
las perlas, el nivel descenderá gradualmente conforme se disuelve la capa del fondo.
El vaso puede llenarse a intervalos. Se disolverán más de 5 dm3 de perlas, aunque esto
va depender del tipo de perlas que se usen. Después el vaso puede pasarse por la
clase, pero tenga cuidado ya que el contenido podría ser difícil de limpiar si se
derrama sobre la ropa. El vaso de 5 dm3 proporciona un llamativo aviso del volumen de
perlas que han sido absorbidas.
Explicación.
Se fabrican artículos de poliestireno expandido a partir de gránulos de poliestireno
que incorporan un agente que aumenta el volumen, una sustancia que cuando se
calienta desprende un gas. Ésta puede ser un líquido volátil (como pentano) o un
carbonato. Estos gránulos son vaporizados y el gas del agente, que aumenta el volumen
produce una espuma. Este gas es intercambiado al final por aire. De esta manera el
gas de la espuma sólida es prácticamente aire. El poliestireno expandido en realizad
no se disuelve en acetona, solamente se ablanda y lo más visible, permite que el aire
escape hundiéndose así las espuma.
28 PROPIEDADES DE ALGUNOS ÁCIDOS: Ácido sulfúrico.
PRÁCTICA Nº 17. DESHIDRATACIÓN DEL AZÚCAR
Procedimiento.
Se vierte azúcar en un vaso de precipitados (aproximadamente un cuarto de su
capacidad). Se añade ácido sulfúrico hasta formar una pasta espesa. Se revuelve bien
la mezcla y... a esperar
Al cabo de un minuto aproximadamente veremos como la pasta –que poco a poco su
color cambia de blanco a amarillento- se ennegrece y adopta un aspecto esponjoso
ascendiendo por el vaso de precipitados como si fuera un auténtico churro.
Explicación.
Lo que ha sucedido es una reacción de deshidratación del azúcar provocada por el
ácido sulfúrico. La sacarosa se convierte en un residuo negro de carbono, mientras
que el agua se desprende en forma de vapor provocando ese ascenso de la masa y esa
textura esponjosa.
Es una reacción muy vistosa, pero con la que hay que tener muchísimo cuidado, tanto
por el manejo del ácido sulfúrico concentrado, como por el desprendimiento de gases
tóxicos y, también, por el fuerte carácter exotérmico de la reacción. Es aconsejable
hacerla en la campana de gases, guardando una prudente distancia de los gases que
emana la reacción.
VIDA COTIDIANA. ¿POR QUÉ LLORAMOS CUANDO PELAMOS UNA
CEBOLLA?
o
Aliina, en menor cantidad que el ajo.
¿A quién no le ha ocurrido alguna vez, que al pelar cebollas sentimos una tremenda
picazón en los ojos, al punto de llorar? Pues creo que a todos quienes a menudo
debemos recurrir a nuestras habilidades culinarias para sustentarnos diariamente.
Quizás la peor parte esté al pelar la cebolla, aunque se suele sentir la misma reacción
a la hora de picarla, dependiendo en gran medida de la cantidad de la que hablemos, o
incluso al cocinarla.
Pero el tema es ¿porqué sentimos esa reacción de nuestro organismo, al trabajar con
la cebolla? Veremos la razón de la misma y si es posible evitarla. Resulta que dentro
de las células de las cebollas existen enzimas llamadas ALINASAS que contienen
azufre. Al romperse las células el azufre queda en un estado más volátil,
difundiéndose por el aire.
29 Estas liberaciones de azufre al entrar en contacto con la humedad de los ojos
producen ácido sulfúrico, que es la composición química que genera esa profunda
picazón en los ojos.
Los nervios que se encuentra en los ojos son muy sensibles y al detectar la irritación,
“intercambia con el cerebro información”. El cerebro actúa, “pidiéndole” a los
conductos lacrimales que generen lágrima a fin de diluir el ácido sulfúrico y
salvaguardar los ojos.
Bien ahora que ya sabemos por qué lloramos al cortar cebolla, veremos si existen
trucos para relativizar el efecto del ácido en nuestros ojos o, mejor aún, evitarlo.
Truco 1: trabajar con la cebolla bajo agua fría. Al liberarse los compuestos, entre
ellos el azufre, el agua fría entrará en contacto con ellos y el efecto ocurrirá pero no
llegará a nuestros ojos. Como nuestras manos no son tan sensibles (salvo que se tenga
alguna cortadura o similar) no sentiremos esa picazón.
Truco 2: congelar por unos minutos la cebolla. Simplemente el frío ralentizará la
acción de las enzimas, es decir su volatilidad será más lenta. Este truco no me ha
convencido tanto como el anterior, pues a la hora de cocinarlas….
Cabe destacar que la cebolla cumple un rol muy importante en nuestra dieta
alimenticia. Entre sus propiedades podemos resaltar:
•
•
•
•
Elimina hongos y bacterias,
Previene ciertos tipos de cáncer,
Cuenta con diversas propiedades como ser antialergénicas,
antiinflamatorias y ayuda a prevenir la osteoporosis.
Además de otros usos tales como para combatir la sinusitis, al hervirla
se respira el fuerte aroma (eso si con los ojos cerrados claro).
Es una reacción muy vistosa, pero con la que hay que tener muchísimo cuidado, tanto
por el manejo del ácido sulfúrico concentrado, como por el desprendimiento de gases
tóxicos y, también, por el fuerte carácter exotérmico de la reacción. Es aconsejable
hacerla en la campana de gases, guardando una prudente distancia de los gases que
emana la reacción.
REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.
PRÁCTICA Nº 18. ROJO, BLANCO, AZUL.
Reacciones químicas: ácido-base, precipitación, formación de complejos. Esta
demostración se utilizará sobretodo como interés general en jornadas de puertas
abiertas.
Descripción.
Se vierte una disolución de amoniaco en tres vasos de precipitados que contienen
(desconocido para la audiencia) una pequeña cantidad de fenolftaleína, una pequeña
cantidad de disolución de nitrato de plomo y una pequeña cantidad de sulfato de
cobre, respectivamente. El contenido de los vasos de precipitados se volverá rojo,
30 blanco lechoso y azul oscuro, respectivamente. Vertiendo los contenidos de los vasos
de precipitados en un medio ácido el sistema da marcha atrás para dar otra vez
disoluciones incoloras.
Material.
• Tres vasos de precipitados de 250 ml.
• Dos matraces idénticos de aproximadamente 500 ml de capacidad.
• Tres pipetas.
Reactivos.
Las cantidades dadas son suficientes para una demostración.
• Unos 250 ml de una disolución de amoniaco 1 mol/l( 57 ml de amoniaco cc , y
añadimos agua hasta 1 litro))
• Unos 250 ml de una disolución de ácido nítrico 2 molar( 125 ml de ácido al
70%, y añadimos agua hasta un litro)
• 1 ml de una disolución de sulfato de cobre 0,5 molar (añada 2,5 gramos de
sulfato de cobre a 20 ml de agua).
• 1 ml de disolución saturada de nitrato de plomo( 14 gramos de nitrato de
plomo a 10 ml de agua)
• Alrededor de una disolución de fenoftaleína (1 gramo de fenolftaleína con 600
ml de etanol y el resto de agua).
ASEGÚRESE DE UTILIZAR AGUA DESIONIZADA, YA QUE DE OTRA MANERA LAS DISOLUCIONES
QUE CONTIENEN PLOMO APARECERÍAN ENTURBIADAS DEBIDO A LA FORMACIÓN DE CLORURO
DE PLOMO A PARTIR DE LOS IONES CLORURO DEL GRIFO.
SULFATO DE COBRE
AMONIACO
NITRATO
DE PLOMO
ÁCIDO NÍTRICO
FENOLFTALEÍNA
Las reacciones son:
Pb (NO3)2(aq) + 2 NH3 (aq)+2H2O (l)
Cu 2+ (aq) + 4 NH3 (aq)
Pb (OH)2(s) + 2HN4NO3 (aq)
Cu (NH3)42+ (aq)
PRÁCTICA Nº 19. APARECE/DESAPARECE.
Tema.
Provocar el precipitado de una sustancia por la acción de un reactivo y,
posteriormente al seguir añadiendo el mismo reactivo, conseguir que el precipitado
desaparezca.
Material
•
•
Tubos de ensayo.
Cuentagotas.
Reactivos.
•
•
•
Disolución de sulfato cúprico.
Disolución de hidróxido sódico.
Disolución amoniacal (amoniaco en agua).
31 Procedimiento.
Se echan un par de dedos de disolución acuosa de sulfato cúprico en un tubo de
ensayo. A continuación se vierte una gota de disolución amoniacal. Se observa lo que
sucede. Se siguen añadiendo gotas de la misma disolución amoniacal. ¿Y entonces?
Al iniciar la adición de la disolución amoniacal se producirá un precipitado azul intenso
en el fondo del tubo. Pero al continuar añadiendo gotas de dicha disolución el
precipitado desaparece y todo vuelve a formar una disolución nítida y transparente.
Con las primeras gotas de reactivo se produce la precipitación de hidróxido cúprico,
que es lo que se observa al inicio del proceso. Al añadir el mismo reactivo se observa
la redisolución del precipitado ya que se produce la formación, mediante enlaces
coordinados, del complejo catiónico tetraminocúprico que es soluble, a diferencia del
hidróxido cúprico formado anteriormente.
Hay que tener algo de cuidado para que sea perfectamente visible la primera etapa,
es decir la formación del precipitado. La mayoría de los hidróxidos metálicos son
insolubles, por lo que es relativamente fácil provocar su precipitación creando un pH
básico en la disolución de las sales metálicas.
La redisolución de los precipitados también puede hacerse con otras sustancias, como
son los casos de los hidróxidos de cinc o de aluminio que precipitan al añadir hidróxido
sódico a disoluciones de sulfato de cinc y de sulfato de aluminio respectivamente. Al
seguir añadiendo álcali se redisuelven. En estos casos, la redisolución se debe a la
formación de los aniones complejos cincato y aluminato, dado el carácter anfótero de
los hidróxidos de cinc y de aluminio.
Explicación científica
•
Reacción de sulfato de cobre con hidróxido sódico.
El precipitado azul que se obtiene es hidróxido de cobre
2NaOH + CuSO2
Na2SO4 + Cu (OH)2
Al continuar añadiendo hidróxido sódico se forma el ion cuprato CuO22- que da lugar al
color azul más intenso que el del sulfato de cobre
•
Reacción de sulfato de cobre con amoníaco.
El precipitado verde azulado claro que se obtiene es la sal básica del sulfato de cobre
2Cu + SO42- + 2NH3 + 2H2O
Cu2SO4 (OH) 2
+ 2 NH4+
Al continuar añadiendo amoníaco se forma el ion complejo 2Cu (NH3)42+ que da lugar al
color azul muy intenso.
PRÁCTICA Nº 20. LLUVIA DE ORO.
Materiales
•
3,3 g de nitrato de plomo II, Pb (NO3)2, disueltos en un litro de agua.
•
3,3 g de yoduro de potasio, Kl, disueltos en un litro de agua.
•
Dos tubos de ensayo.
32 •
Dos pipetas de 5 cm 3.
Un mechero de gas para calentar el tubo de ensayo, con las correspondientes pinzas.
Procedimiento
Si ponemos en contacto el yoduro de potasio y el nitrato de plomo II, se transforman
en nitrato de potasio, KNO3, y yoduro de plomo II, Pbl2. Este proceso está descrito
por la ecuación:
2 Kl +Pb (NO3)2
2 KNO3 +Pbl2 (precipita, amarillo)
Disuelve los 3,3 g de cada sal en un litro de agua, en botellas separadas. Toma, con
pipetas distintas, 5 cm3 de cada disolución y viértelos en cada tubo de ensayo. Echa el
contenido de un tubo en el otro. El aspecto transparente de cada reactivo se
convierte en amarillo turbio. Es el yoduro de plomo II que precipita.
Calienta con cuidado el tubo de ensayo con la llama del mechero, paseando el tubo por
la llama con un movimiento de vaivén. No sigas calentando cuando comience a hervir.
En este momento el aspecto se volverá casi transparente: como casi todos los sólidos,
el yoduro de plomo II se disuelve mejor en agua caliente que en agua fría. Espera
unos instantes y pon el tubo debajo del grifo del agua fría, con cuidado de que no
entre agua en el tubo. En pocos minutos se verán unas pequeñas escamas doradas
moviéndose en el agua. Es el yoduro de plomo II de nuevo. ¡Parecen de oro!
Explicación
El compuesto que precipita es amarillo y es que da lugar al fenómeno de la lluvia
dorada.
Práctica que también se puede hacer de
otro modo, con los mismos reactivos:
Se mezclan y agitan juntos nitrato de plomo sólido y yoduro de potasio sólido,
formándose yoduro de plomo amarillo.
Material:
Un pequeño tarro con tapa de rosca.
Reactivos.
Aproximadamente 20 g de nitrato de plomo (II) Pb (NO3)2 y 20 gramos de KI.
Procedimiento.
Pesa masas iguales de ambos compuestos. Éstas son aproximadamente las cantidades
estequiométricos. Es aconsejable entre 10 y 20 gamos de cada compuesto. Mezcle los
sólidos en un tarro, ponga la tapa y muévalo durante algunos segundos. Se verá el
color amarillo del yoduro de plomo.
Prepare un poco más de la mezcla y colóquela rápidamente dentro de un vaso de
precipitados que contenga un poco de agua. La reacción se producirá mucho más
rápidamente.
33 EQUILIBRIO QUÍMICO.
PRÁCTICA Nº21. EL HIGRÓMETRO COLOREADO.
Tema.
•
•
•
Comprobar el principio de Le Chatelier.
Comprobar el efecto de la variación de la temperatura en los equilibrios.
Comprobar el efecto de la variación de la concentración en los equilibrios
químicos.
Materiales.
•
•
•
•
•
Seis tubos de ensayo y una gradilla.
Una probeta de 100 cm3.
Tres vasos de precipitados de 250 cm3.
Dos pipetas.
Acceso a una balanza..
Reactivos.
•
•
•
4 gramos de cobalto (II) hexahidratado (Co.6H2O).
100 cm3 de ácido clorhídrico cc.
Alrededor de 200 cm3 de hielo picado.
Teoría.
Hay reacciones en las que los reactivos se transforman completamente en productos,
sin embargo, la mayoría de las reacciones químicas son reversibles. Éstas comienzan
con la formación de productos, cuyas moléculas, al ir apareciendo en el medio de
reacción, empezarán a reaccionar entre sí para originar los reactivos de partida. Se
llega al estado de equilibrio cuando las velocidades de la reacción directa e inversa se
igualan. Se trata de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las
especies reaccionantes permanecen constantes, es decir se ha alcanzado el equilibrio
químico.
Los factores capaces de modificar el estado de equilibrio son: la temperatura, la
presión, el volumen y la cc.
Según el ppio de Le Chatelier (1884) cuando se somete un sistema en equilibrio a una
modificación de la temperatura, la presión o la concentración de una de las especies,
el sistema responde alcanzando un nuevo equilibrio que contrarresta parcialmente el
efecto de la modificación.
(Co (H2O)6)2+ + 4Cl-
(CoCl4)2- + 6 H2O
Esto se utiliza habitualmente para aumentar el rendimiento de un proceso químico
deseado o por el contrario, disminuirlo si una reacción es indeseable.
En esta práctica estudiaremos como se modifica el equilibrio frente a variaciones de
la temperatura y la concentración de las especies, aprovechando que las especies
implicadas en el mismo presentan diferente color.
34 Procedimiento.
Hierva agua en un vaso de precipitados y prepare otro vaso con hielo picado en agua.
Disuelva los 4 gamos de cloruro de cobalto (II) hexahidratado en 40 cm3 de agua. Se
formará una disolución de color rosa que contiene iones Co (H2O) 62+.
Coja la disolución rosa de cloruro de cobalto y alada usando la probeta, ácido
clorhídrico cc hasta 100 cm3. Se formará una disolución de color violeta.
Añadiendo más cantidad de ácido clorhídrico se produce una disolución de color azul
que contiene iones CoCl42-., mientras que añadiendo agua se restablecerá el color rosa.
A fuerza de probar se obtiene una disolución violeta “color intermedio”, que contiene
los dos iones cobalto. Llene con ella cada uno de los 6 tubos de ensayo hasta unos 2
cm de profundidad. Ponga estos en la gradilla en dos grupos de tres.
1. Efecto de la concentración.
Se guarda un tubo como control, añada agua a un tubo y ácido clorhídrico cc al otro
usando una pipeta. Si lo desea, muestre que estos cambios son reversibles.
2. Efecto de la temperatura.
Guarde un tubo como control, ponga otro tubo en un baño de agua caliente(más de
90ºC). La disolución se volverá azul. Ponga el terce tubo en un amezcla de hielo/agua.
La disolución se volverá rosa. Si lo desea, muestre que los cambios son reversibles.
El equilibrio es:
Co (H2O)62+(aq) + 4 Cl-(aq)
CoCl42-(aq) + 6H2O(l)
AH > 0
Es posible mostrar que los iones Cl- del ácido clorhídrico son los que alteran el
equilibrio agregando con una espátula cloruro de sodio a la disolución rosa. Esto
produce con el tiempo un color más zaul, aunque tarda un tiempo en formarse por que
la sal es lenta de disolver.
En algunas tiendas se venden figuras que sirven para predecir cuándo va a llover
cambiando de color azul al rosa. Explicar el fundamento químico de éste fenómeno.
Aplicaciones
Un uso común para el cloruro del cobalto (II) estaba para la detección de la humedad,
por ejemplo adentro elementos deshidratadores por ejemplo gel de silicona este uso
era continuado debido a la naturaleza carcinógena de las sales del cobalto. En los
E.E.U.U. sulfato de calcio se vende como elemento deshidratador bajo nombre
comercial Drierite. Cuando el cloruro del cobalto (II) se agrega como indicador, el
elemento deshidratador es azul cuando aún es activo, color de rosa cuando está
agotado, correspondiendo a CoCl2 anhidro e hidratado, respectivamente.
Semejantemente, de papel impregnada con el cloruro del cobalto, conocido como
“papel del cloruro del cobalto” se utiliza para detectar la presencia del agua.
35 REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN.
PRÁCTICA Nº 22. ¿POR QUÉ SE OXIDA UNA MANZANA?
Materiales.
•
•
•
Un cuchillo.
Una bandeja de plástico.
Plástico para conservar alimentos.
Reactivos.
•
•
Una manzana fresca.
Zumo de limón.
Procedimiento.
Corta tres trozos de una manzana fresca. Cubre un trozo con el plástico e impregna
un segundo trozo con el zumo de limón. No hagas nada con el tercer trozo que nos
servirá de testigo y pon los tres trozos, en una bandeja sobre la mesa, alejados de la
luz del sol.
Pasado un tiempo (un día como máximo):
El trozo cubierto por el plástico estará en buenas condiciones, mientras que el trozo
descubierto se oxida y queda oscuro.
El trozo cubierto con limón quedará en buen estado; porque el zumo de limón contiene
vitamina C (ácido ascórbico), que es un antioxidante, previniendo o haciendo más lenta
la acción del oxígeno.
Resultados.
Examinando el aspecto de los tres trozos de manzana se deduce la importancia del
cuidado de los alimentos para evitar su deterioro por agentes externos y la necesidad
del uso de determinados productos para su conservación.
El grupo de trabajo elaborará un informe teniendo en cuenta los siguientes aspectos:
•
La importancia para la salud humana y deducir unas posibles normas de
consumo, por ejemplo:
Mantenga las manzanas en bolsas de plástico en el refrigerador tras la comprapara
evitar que prosiga su maduración.
Las manzanas se pueden mantener así hasta unas seis semanas. Sin embargo, revíselas
a menudo y retire cualquier manzana que empiece a ponerse mala.
Lave las manzanas bien y aclárelas con agua. Prepare los platos de la manzana
momentos antes de servir para reducir al mínimo su oscurecimiento (oxidación).
Proteja las manzanas del corte contra la oxidación sumergiéndolas en una solución con
una porción de jugo de una fruta cítrica y de tres porciones de agua.
Preguntas para la autoevaluación
¿Conoces algún otro oxidante además del oxígeno?
36 ¿Sabes por qué se dice que el ozono (O3) en la estratosfera es muy beneficioso y sin
embargo en la troposfera es muy perjudicial?
¿Qué es un oxidante y qué es un reductor?
Si dos oxidantes se enfrentan en una reacción química, ¿quién actúa de oxidante y
quién de reductor?
¿Consideras que son muy importantes los procesos de oxidación y reducción? ¿Por
qué?
En un proceso redox, ¿qué es lo que se transfiere?
Cita los oxidantes más comunes de la química que conoces. ¿Sabrías escribir sus
Fórmulas?
QUE ESTÁ OCURRIENDO CUANDO UN HIERRO ESTÁ A LA INTEMPERIE, ¿QUÉ
LE HA OCURRIDO EXACTAMENTE?
PRÁCTICA Nº23. CLAVO DE COLOR COBRE.
Vamos a introducir un trozo de hierro, en este caso un clavo, en una disolución de
sulfato de cobre, y veremos como el hierro se oxida.
Materiales.
•
•
Un clavo.
Un vaso de precipitados.
Reactivos.
•
Una disolución de sulfato de cobre.
Procedimiento.
Introducimos el clavo de hierro en la disolución de sulfato de cobre, y vemos como se
recubre de cobre el clavo.
Explicación.
Los potenciales de reducción que tenemos que tener en cuenta son:
Eº (Cu 2+/Cu)= +0,34 voltios.
Eº (Fe 2+/Fe)= -0,44 voltios.
Teniendo en cuenta los potenciales, la reacción es espontánea en el sentido:
Cu 2+ +
Fe
Fe 2+ +
Cu
PRÁCTICA Nº 24. NI UNO NI OTRO, PERO SI A LA VEZ.
Comprobar cómo dos reactivos aislados son “inofensivos”, pero constituyen un
auténtico peligro cuando están mezclados.
Materiales:
•
•
Tres matraces.
3 tapones.
37 Reactivos.
•
•
•
Hilos de cobre
Ácido clorhídrico.
Agua oxigenada.
Procedimiento.
Introduciremos un hilo de cobre en cada matraz. En el primero de ellos verteremos la
disolución de ácido clorhídrico. En el segundo verteremos agua oxigenada. En el
tercero verteremos, sucesivamente, ácido clorhídrico y agua oxigenada. Taparemos
los tres matraces y a esperar.
Ni en el primer ni en el segundo matraz observaremos nada. En el tercero veremos
como el hilo de cobre ha sido “atacado” y corroído por las disoluciones vertidas.
Explicación.
El cobre pertenece a los metales menos activos dentro de la escala de oxidación, por
lo que no es atacado por los ácidos a través de los cationes hidrógeno de éstos.
Tampoco es oxidado el cobre por el agua oxigenada en medio neutro. Cuando
mezclamos el ácido clorhídrico y el agua oxigenada se produce un efecto
“devastador”: propiciamos un medio ácido para la acción oxidante del agua oxigenada y
provocamos que se forme cloro elemental –en la reacción entre el agua oxigenada y los
iones cloruro-, el cual es un oxidante fortísimo. Ello explica la oxidación del cobre en
el tercer matraz y no en los dos primeros.
Debido precisamente a la formación de cloro hay que tener especial cuidado con el
tercer matraz: la emanación de gas cloro puede ser tremendamente perjudicial por su
efecto irritante y tóxico sobre las vías respiratorias. Indispensables las medidas de
seguridad y el trabajo en la campana de gases.
PRÁCTICA Nº25. EL SUPOSITORIO INFLAMABLE.
Tema.
Comprobación de “el efecto que produce una reacción fuertemente exotérmica de
oxidación reducción.
Material.
•
Cápsula de porcelana.
•
Vaso de precipitados de 50 ml.
•
Vaso de precipitados de 250 ml.
•
Pipeta Pasteur de vidrio.
•
Espátula.
Reactivos.
•
Permanganato de potasio.
•
Supositorio de glicerina.
38 Explicación.
Un proceso espontáneo es un proceso que tiene lugar en un sistema que se deja que
evolucione por sí mismo; una vez comienza no es necesario ninguna acción desde fuera
del sistema para hacer que el proceso continúe. Po otra parte, un proceso no
espontáneo no se produce a menos que se aplique de forma continua alguna acción
externa. Sobre esto pueden hacerse algunas consideraciones:
•
Algunos procesos espontáneos requieren un estímulo inicial. Es el caso de la
reacción de formación del agua.
•
La espontaneidad no implica nada acerca de la velocidad de los procesos. Por
ejemplo, la oxidación del hierro es un proceso espontáneo extraordinariamente
lento.
•
Si una reacción es espontánea en determinadas condiciones. Así, la
descomposición de agua mediante electrólisis no es espontáneo, sino que
necesita suministros de energía eléctrica y la reacción se detiene cuando se
interrumpe el paso de corriente.
•
La mayor parte de los procesos espontáneos son exotérmicos. Sin embargo,
existen excepciones, como la fusión del hielo, que es un proceso exotérmico y
esponténeo.
•
Existen reacciones no espontáneas a bajas temperaturas, pero que sí lo son a
temperaturas elevadas. Es el caso de la descomposición del carbonato de
calcio.
Una reacción espontánea es la oxidación de la glicerina por permanganato de
potasio a dióxido de carbono y agua reduciéndose él fundamentalmente a
manganato de potasio.
Procedimiento.
Colocar 2 gr de KMnO4, en una cápsula pequeña de porcelana y distribuirlo por el
fondo de la misma, de tal forma que el espesor sea mínimo y presente la máxima
superficie de contacto. Fundir, en el vaso de precipitados de 50 ml, dos
supositorios de glicerina (95% de glicerina), en una vitrina de gases donde se
seguirá actuando.
Añadir unos 2 ml de supositorio fundido con la pipeta Pasteur de forma que cubre
la mayor parte de KMnO4, esperar entre 5 y 30 segundos para que se inicie la
reacción espontáneamente. Si la reacción no comienza, tocamos la superficie del
permanganato humedecida con glicerina con un alambre de cobre que previamente
se ha puesto al rojo en una llama, sujeto con unos alicates.
Cuando comienza la reacción se observa una llama muy luminosa, produciéndose
una gran cantidad de calor que pone al rojo al crisol e incluso a veces puede llegar
a romperlo. Se desprende una gran cantidad de gases y queda un residuo sólido.
39 Cuando el residuo se ha enfriado tomamos un poco en la espátula y lo añadimos a
unos 150 ml de agua contenidos en un vaso de precipitados de 250 ml, formándose
una disolución verde, y posiblemente un residuo marrón oscuro.
Cuestiones.
1. ¿Por qué hay que suministrar calor (mediante un alambre de cobre al rojo) si no
comienza espontáneamente la reacción? ¿Por qué luego no necesita aporte externo
de energía para seguir reaccionando?
2. ¿Qué compuesto dota de color verde a la disolución final?
3. ¿Qué compuesto es el que deja al residuo pardo oscuro?
4. ¿De qué color son las disoluciones de permanganato de potasio?
5. Ajustar cada una de las semirreacciones que tienen lugar.
6. Calcular el volumen de gases que se producen, en condiciones normales, por cada
mol de permanganato, si suponemos que el agua queda como vapor.
PRÁCTICA Nº 26. QUIMIOLUMINISCENCIA OXIDACIÓN LUMINOL.
Cambios e energía; esta demostración enseña que la energía de una reacción química
puede ser emitida en forma de luz o de calor. Sin embargo, la demostración podría
servir perfectamente para estimular el interés por la Química o para una jornada de
puertas abiertas o para otras demostraciones públicas.
Material.
•
•
•
Dos erlenmeyers de 1 dm3 con tapones.
Un vaso de precipitados de 2 dm3.
Un termómetro de 0-100ºC
Reactivos.
Las cantidades dadas son válidas para realizar una demostración:
•
•
•
0,4 gramos de luminol. (3-aminoftalahidracida)
4,0 gramos de hidróxido sódico.
100 cm3 de lejía de uso doméstico.
Procedimiento.
Una disolución acuosa de luminol (3-aminoftalahidracida) se oxida por reacción con
una disolución de hipoclorito de sodio (lejía comercial), emitiendo una luz azul y sin
aumento de energía.
Mezcle 100 cm3 de lejía y 900 cm3 de agua en uno de los erlenmeyers y tápelo. En el
otro erlenmeyer coloque 0,4 gramos de luminol, 1 dm3 de agua y 4 gramos de
hidróxido de sodio. Agite para disolver los reactivos y entonces ponga el tapón. Se
puede utilizar agua del grifo para preparar las disoluciones. El luminol no se disuelve
completamente, formando una fina suspensión verdosa.
40 Baje la intensidad de luz del laboratorio y vierta las dos disoluciones en la misma
proporción en el vaso de precipitados para que se mezclen. Se verá una luz pálida al
mezclarlas que persiste durante unos pocos segundos. Anote las temperaturas de las
disoluciones y de la mezcla resultante. Ambas serán idénticas.
Las disoluciones son estables durante más de 12 horas, así que pueden prepararse
bien antes de la demostración.
Explicación.
El luminol se oxida al ion aminoftalato que se produce en un estado excitado y emite
luz al volver al estado fundamental.
PRÁCTICA Nº27. FUEGO VERDE.
Conseguir que un material arda... al añadirle agua
Materiales:
•
•
•
Mortero y espátula.
Tapa de hojalata.
Cuentagotas.
Reactivos.
•
•
•
•
•
Cinc en polvo.
Nitrato amónico.
Cloruro amónico.
Nitrato de bario.
Agua destilada.
Procedimiento.
En primer lugar prepararemos en el mortero –ayudándonos de la espátula- una mezcla
formada por el cinc, el cloruro y los dos nitratos. Cuando ya tengamos preparada esa
mezcla, se toma una porción de ella con la espátula y se deposita en la tapa de
hojalata dándole la forma de una pequeña montaña. A continuación –y separándonos
prudentemente- se añaden unas gotas de agua destilada, se retira el brazo y....
41 Una bonita –aunque inofensiva, si se utilizan pequeñas cantidades- llamarada verde
surgirá de la mezcla al explosionar ésta al contactar con el agua.
Explicación.
El agua lo único que ha producido es el medio acuoso necesario para que las sustancias
de la mezcla puedan reaccionar químicamente. Lo hacen y lo hacen violentamente al
tratarse de una fuerte reacción de oxidación del cinc por parte de los nitratos de
bario y amónico. Estos nitratos se caracterizan por su facilidad para descomponerse y
provocar reacciones rápidas de oxidación
Todas las precauciones son pocas cuando “jugamos” con el fuego. Es recomendable
realizar la experiencia en una campana de gases.
Una experiencia similar a ésta es la que puede hacerse con ayuda de glicerina:
echando unas gotas de este líquido en una tapa de hojalata, se producirá un fuego de
color violeta tras espolvorearlo con una pizca de permanganato potásico.
PRÁCTICA Nº28. LA BOTELLA AZUL.
¿Qué es lo que queremos hacer?
Provocar reacciones químicas de “ida y vuelta” de forma que obtengamos
alternativamente sustancias de distinto color... simplemente moviendo un recipiente.
Materiales:
•
•
•
•
Vasos de precipitados.
Matraz o frasco.
Espátula.
Agitador.
Reactivos.
•
•
•
•
Glucosa.
Hidróxido sódico.
Agua destilada.
Azul de metileno.
Procedimiento.
Se prepara, en primer lugar, una disolución acuosa de glucosa y de hidróxido sódico.
Posteriormente se le añade una pequeña disolución de azul de metileno. Se vierte la
mezcla preparada en el matraz o frasco, de modo que éste sólo quede lleno hasta la
mitad, aproximadamente. Ahora, bastará con agitar el frasco y verla mezcla
preparada es incolora, pero al agitarla se vuelve azul... y nuevamente incolora cuando
se deja reposar
42 Explicación.
Lo que sucede es una reacción de oxidación de la glucosa por el oxígeno del aire que
hay en el frasco, de modo que la nueva sustancia formada –y debido a la acción
catalizadora del azul de metileno- nos ofrece el nuevo color. Al agitar la mezcla,
favorecemos el contacto entre los reactivos, produciéndose la citada oxidación.
Mientras quede oxígeno en el frasco podremos provocar esa reacción. Las oscilaciones
de color se pueden suceder cuantas veces queramos con tal de agitar, reposar, volver
a agitar, etc.
Vistosa reacción que no deja de sorprendernos cuantas veces la hagamos. Una
reacción similar a ésta es la que se puede producir sustituyendo la glucosa por
dextrosa y añadiendo, además de azul de metileno, índigo carmín. Al agitar, aparece
una coloración verde y al dejar reposar el color se torna naranja y finalmente
amarillo.
PRÁCTICA Nº29. RELOJ DE YODO.
Observar cómo hay sustancias que al mezclarlas no actúan, aparentemente, entre sí y
sí lo hacen al cabo de un cierto tiempo.
Materiales.
•
•
•
Tubos de ensayo
Vasos de precipitados
Agitadores y espátulas
Reactivos.
•
•
•
•
•
Yodato potásico.
Sulfito sódico.
Agua destilada.
Ácido sulfúrico.
Almidón.
Procedimiento.
Se preparan sendas disoluciones acuosas de yodato potásico y de sulfito sódico. A
esta última se añade ácido sulfúrico y una disolución de almidón en agua.
Ya sólo restar mezclar ambas disoluciones y....
Aunque no ocurre nada cuando se mezclan las disoluciones, a los pocos segundos la
mezcla se oscurece adoptando finalmente un color azul negruzco.
Explicación.
Inicialmente se produce una reacción redox entre los aniones yodato y sulfito,
formándose yoduro y sulfato. El anión yoduro formado reacciona con el anión yodato
no consumido con el sulfito y, catalizado por el medio ácido que proporciona el ácido
sulfúrico, se forma yodo, el cual -con el almidón- forma un complejo de color azul
negruzco
43 Es un ejemplo típico para estudiar la cinética de las reacciones químicas. El tiempo
que tarda en aparecer el color depende de las concentraciones utilizadas. Parecidos
efectos pueden conseguirse si se sustituye el yodato por hipoyodito y el sulfito por
persulfito.
Las reacciones:
IO3- (aq) + 3HSO3- → I (del aq)- (aq) + 3HSO4-(aq)
IO3- (aq) + 5I- (aq) + 6H+ → 3I2 (del aq) + 3H2O (l)
I2 (aq) + HSO3- (aq) + H2→ 2I de O (l)- (aq) + HSO4-(aq) + 2H+ (aq)
Esta práctica también se puede hacer con
otros reactivos:
Con una solución de peróxido de hidrógeno con ácido sulfúrico. A esto se agrega el
contener de la solución yoduro del potasio, thiosulfate del sodio, y almidón. Hay dos
reacciones que ocurren en la solución.
En el primer, reacción lenta, triiodide se produce el ion.
H2O2(aq) + 3 I-(aq) + 2 H+ → I3- + 2 H2O.
En el segundo, la reacción rápida, triiodide es reconvertida al yoduro por el
thiosulfate.
I3-(aq) + 2 S2O32-→ 3 I (del aq)-(aq) + S4O62-(aq)
Después de una cierta hora la solución cambiará rápidamente el color a un muy azul
marino, casi negro.
Cuando se mezclan las soluciones, la segunda reacción causa triiodide el ion que se
consumirá mucho más rápidamente que él se genera, y solamente una cantidad
pequeña de triiodide está presente en equilibrio dinámico. Una vez que se haya
agotado el ion del thiosulfate, las paradas de esta reacción y el color azul causado por
el triiodide - el complejo del almidón aparece.
Cualquier cosa que acelera la primera reacción acortará el tiempo hasta que la
solución cambia color. Disminuir el pH (concentración de aumento de H+), o el aumento
de la concentración del peróxido del yoduro o de hidrógeno acortará el tiempo. La
adición de más thiosulfate tendrá el efecto opuesto; durará para que el color azul
aparezca.
PRÁCTICA Nº30. EL VOLCÁN DE DICROMATO DE AMONIO.
44 Materiales.
•
•
•
•
Soporte trípode.
Rejilla con material termodifusor.
Varilla de vidrio.
Mechero.
Reactivos.
•
•
Dicromato de amonio.
Cinta de magnesio.
Procedimiento.
Sobre una rejilla de amianto, colocada en un trípode, se pone una mezcla de dicromato
de amonio y trocitos de cinta de magnesio, cuidando que quede en forma de cono.
Calentamos en el mechero una varilla de vidrio y la acercamos a la mezcla. Al elevar
suficientemente la temperatura, observaremos la erupción de un volcán en miniatura.
Explicación
El dicromato de amonio es metaestable a temperatura ordinaria. Si se eleva la
temperatura, como consecuencia del calor desprendido al quemarse la cinta de
magnesio, la velocidad de descomposición del dicromato aumenta y se observa una
coloración ígnea en toda la masa de reacción.
(NH4)2Cr2O7 (s)
N2 (g)+4 H2 O (líq) + Cr2O3 (s).
PRÁCTICA Nº31. EL TIOCIANATO.
Vamos a preparar una tinta invisible, aplicarla y luego revelarla.
Materiales.
•
Espátula
•
Vaso de precipitados
•
Pincel
•
Agitador
•
Pulverizador
•
Agua destilada
•
Tiocianato amónico
•
Cloruro férrico
Procedimiento.
En primer lugar se prepara una disolución de tiocianato amónico utilizando la espátula,
el agitador y el vaso de precipitados. Una vez disuelto dicho tiocianato, ya estaremos
en condiciones de utilizar ese líquido –con ayuda de un pincel- para escribir mensajes
en una hoja de papel.
Una vez que la tinta se ha secado, ya se se puede revelar rociando la hoja con una
disolución de cloruro férrico, para lo que nos ayudaremos de un pulverizado
45 Al rociar con el revelador aparecerán nítidamente las palabras y frases que hayamos
escrito.
Explicación.
Al rociar con cloruro férrico provocamos una reacción química entre esta sustancia y
el tiocianato amónico de manera que la nueva sustancia formada, un complejo entre el
catión férrico y el anión tiocianato, ya no es incolora como la tinta empleada, sino roja.
La práctica exige algún cuidado en la preparación de la disolución de tiocianato
amónico y alguna precaución en el manejo de la disolución de cloruro férrico. Otra
tinta de parecidas características –y “revelada” también con cloruro férrico- es la
formada al disolver ferrocianuro potásico en agua destilada. Cuando la rociemos con el
cloruro férrico aparecerán las letras de color azul, el llamado “azul de prusia”, típico
del ferrocianuro férrico formado.
PRÁCTICA Nº 32. DIBUJAR CON FUEGO.
Materiales.
•
•
•
•
Zumo de limón,
Un pincel,
Una hoja de papel
Una vela.
Para dibujar sobre la hoja de papel usamos zumo de limón diluido en agua.
Terminado el dibujo, esperamos unos minutos a que se seque el zumo de limón.
Al secar completamente el zumo de limón se vuelve invisible.
Por último, calentamos la hoja de papel acercándola a la llama de una vela.
En unos segundos se hace visible nuestro dibujo.
Precaución: Es necesario mover continuamente la hoja de papel para evitar que se
queme.
Explicación
Al calentar el zumo de limón se oxida y se vuelve de color marrón.
Esta técnica se puede emplear para ocultar mensajes (tinta invisible).
Se denomina tinta simpática o tinta invisible a aquella que no se deja ver en el papel
en el que se ha escrito hasta que no se aplica el reactivo conveniente, calor o agentes
químicos.
No todos los jugos vegetales que contienen goma -mucílago, albúmina o azúcar como el
zumo de cebolla, de pera, de limón, de naranja, de manzana, etc.- pueden servir como
tintas simpáticas, porque la huella incolora que dejan al principio, se revela cuando se
calienta el papel. La solución extensa de cloruro de cobalto, invisible en frío,
reaparece con su color verde o azul en cuanto se calienta el papel. En cuanto se
enfría, vuelve a desaparecer.
Una tinta simpática muy fácil de preparar es la solución de prusiato amarillo, pero
basta tocar el papel escrito con un segundo papel impregnado de vitriolo verde para
46 ver reaparecer el punto en el primero de los caracteres en azul. Esta tinta es
indeleble.
PRÁCTICA Nº33 .MONEDAS VERDES.
Material.
•
•
•
•
•
Una moneda verde.
Un platito.
Vinagre.
Papel absorbente.
Papel de lija o estropajo.
Procedimiento.
1.
2.
3.
4.
5.
Lijamos la moneda.
Colocamos en el platito un trozo de papel absorbente empapado con el vinagre
Colocamos en el platito la moneda de cobre, de manera que el vinagre no la cubra.
Esperamos un par de horas
Si levantamos la moneda observamos que está cubierta por la parte en contacto
con el vinagre por una sustancia diferente.
Explicación.
En contacto con el oxígeno del aire los metales se oxidan. El ácido acético (presente
en el vinagre) acelera la reacción. La sustancia que aparece en la superficie de la
moneda es el óxido de cobre.
PRÁCTICA Nº 34.CONVERTIR EN VINO EN AGUA. (VINO, AGUA, LECHE,
BATIDO DE FRAMBUESA, LIMONADA GASEOSA.
¿Qué vamos a hacer?
Una disolución acidificada de permanganato potásico (“vino tinto”)se echa en una serie
de copas que contienen pequñas cantidades; chorritos de disoluciones incoloras. El
“vino” se transforma en “agua”, “lche”, “batido de fresas” y “limonada gaseosa”.
Material.
•
•
Una botella de vino, de 750 cm3 de capacidad. Un matraz de laboratorio
serviría pero se pierde el efecto en parte.
Cinco copas de vino ( u otros vasos de bebida). Los vasos de precipitados del
laboratorio servirán pero también se pierde el efecto en parte.
47 Reactivos.
Las cantidades dadas son suficientes para una demostración:
•
•
•
•
•
•
Unos 0,4 g de permanganato potásico (KMnO4).
Unos 24 g de cloruro de bario dihidratado (BaCl2.2H2O).
Unos 25 g de tiosulfato de sodio pentahidratado (Na2S2O3.5H2O).
Unos 22 g de carbonato de sodio (Na2CO3).
Unos 100 cm3 de una disolución 2 M de ácido sulfúrico.
Alrededor de 1,5 dm3 de agua desionizada.
Procedimiento.
Preparamos las siguientes disoluciones:
•
•
•
•
24 g de BaCl2 en 100 cm3 de agua desionizada. 1M
25 gr de Na2S2O3.5H2O en 100 cm3 de agua.1M
21 g de Na2CO3 en 100 cm3 de agua desionizada. 1M.
0,4 g de KMnO4 disueltos en 100 cm3 de una disolución 2 M de ácido sulfúrico
y se completa hasta 1 dm3 con agua desionizada (cc aproximada de 0,0025 M
con respecto al permanganato de potasio). Ponga esta disolución en una botella
de vino adecuada.
Poner en fila las cinco copas sobre la mesa del laboratorio. Deje la primera vacía.
Entonces fuera de la vista de los alumnos, añada unas gotas en las copas restantes
como sigue:
Copa 2. 1 cm3 de la disolución de tiosulfato sódico.
Copa 3. 1 cm3 de la disolución de tiosulfato de sodio y 3 cm3 de la disolución de
cloruro de bario.
Copa 4. 3 cm3 de la disolución de cloruro de bario.
Copa 5. 1 cm3 de la disolución de tiosulfato de sodio y 3 cm3 de la disolución de
carbonato de sodio.
Los volúmenes de líquidos que casi no suelen darse cuenta los alumnos. Ninguna de las
concentraciones o volúmenes son críticos.
Explicación.
Con una labia adecuada, sirva un vaso de la disolución de permanganato en cada copa.
No exceda de los 200 cm3 en ninguna copa para asegurar que los reactivos queden en
exceso en las copas.
Se verán los siguientes cambios:
Copa 1. No hay cambios.
Copa 2. El permanganato se decolorará por la acción de los iones tiosulfato. El vino
tinto se ha transformado en agua o en vino blanco.
Copa 3. El permanganato se decolorará por encima y se formará un precipitado blanco
de sulfato de bario, al reaccionar los iones bario con los iones sulfato procedentes de
la disolución acidificada de permanganato. El vino tinto se ha transformado en leche.
48 Copa 4. Se forma un precipitado como el de antes, pero se mantiene el color del
permanganato. El vino tinto se ha transformado en batido de frambuesa.
Copa 5. El permanganato se decolorará como antes y la disolución ácida reaccionará
con el carbonato de sodio formando burbujas. El vino tinto se ha transformado en
limonada gaseosa.
Las reacciones producidas son:
KMnO4
Na2S2O3.5H2O
Na2S2O3.5H2O
+ BaCl2
BaCl2
Na2S2O3.5H2O
+Na2CO3
PRÁCTICA Nº 35. ESPEJO DE PLATA.
Tema.
El reactivo de Tollens para aldehídos y la reducción de azúcares, también es una
excelente demostración de interés general.
Una disolución de plata amoniacal se reduce con glucosa para dar plata, que formará
un espejo de plata en el interior de un tubo de ensayo.
Materiales.
•
•
•
•
•
•
Un matraz de un litro con tapón de caucho. Un matraz de fondo redondo
resultará más impresionante, pero cualquier forma puede servir.
Vaso de precipitados de 250 ml.
Probetas de 25,100 y 250 ml.
Una pipeta.
Varilla de vidrio.
Vitrina de gases.
Reactivos.
•
•
•
•
8,5 gramos e nitrato de plata.
11,2 gr de hidróxido de potasio.
2,2 gr de glucosa.
800 ml de agua destilada.
49 Procedimiento.
Antes de la demostración limpie con cuidado el matraz de 1 dm3. Primero use
detergente y cepille, después aclare con agua, seguidamente con ácido nítrico
concentrado y finalmente lávelo varias veces con agua desionizada. Es importante una
limpieza cuidadosa si se quiere tener éxito en la demostración.
Prepare tres disoluciones como sigue:
•
•
•
Disuelva 8,5 gr de nitrato de plata en 500 cm3 de agua desionizada. Obtendrá
una disolución 0,1 M.
Disuelva 11,2 gr de hidróxido de potasio en 250 cm3 de agua desionizada. Esto
dará una disolución 0,8 M.
Disuelva 2,2 gr de glucosa en 50 cm3 de agua desionizada.
Coloque 150 cm3 de la disolución de nitrato de plata en un vaso de precipitados de
250 cm3 y, trabajando, si es posible, en una vitrina de gases, añada, usando la pipeta,
la disolución de amoniaco cc. Se formará un precipitado marrón. Continue añadiendo
amoniaco hasta que el precipitado se disuelva, dando lugar a una disolución
transparente e incolora. Se necesitará menos de 5 cm3 de amoniaco. La disolución
contendrá iones Ag(NH3)2+(ac)
Añada 75 cm3 de disolución de hidróxido de potasio. Se formará un precipitado
marron oscuro. Añada más amoniaco gota a gota hasta que el precipitado se disuelva
dando una disolución transparente e incolora. Se necesitarán aproximadamente 5 cm3
de amoniaco.
Vierta esta disolución en un matraz de 1 dm 3 y añada 12 cm3 de la disolución de
glucosa. Tape el matraz y agite la disolución hasta que toda la superficie interna del
matraz esté mojada. La disolución se volverá marrón. Continúe agitando hasta que se
forme un espejo de plata. Tardará unos 2 minutos.
Cuando se haya formado un espejo adecuado, vierta la disolución por el fregadero con
abundante agua. Aclare bien el matraz con agua y deshágase de ese aclarado por el
fregadero. El matraz o tubo de ensayo puede ahora ser mostrado en clase.
NO GUARDE LA DISOLUCIÓN DE PLATA EN UN RECIPIENTE DE RESIDUOS DE
PLATA.
Una alternativa a platear el interior de un matraz es platea la cara externa de
pequeños objetos de vidrio que pueden ser suspendidos en una disolución de plateado
mediante hilos. Estos objetos deben estar limpios de antemano.
Esta reacción es conocida como reactivo de Tolens o formación de un espejo de plata
con aldehídos. El método utilizado es el que se usa comercialmente para platear
espejos.
Los aldehídos como la glucosa de la sangre son agentes reductores y pueden reducir a
los iones Ag+ hasta plata metálica, oxidándose ellos mismos a iones carboxilato. La
reacción que se produce es la siguiente:
50 CH2OH(CHOH)4CHO(ac) + 2Ag(NH3)2+ + 3OH-(ac)
2Ag(s) + CH2OH(CHOH)4CO2- (ac) + 4 NH3(ac) + 2 H2O
La plata puede ser eliminada del matraz plateado con ácido nítrico cc. Trabaje en una
vitrina de gases debido el dióxido de nitrógeno que se forma.
Seguridad.
Algunos estudios han constatado casos de disoluciones alcalinas de nitrato de plata
amoniacal que explotan después de estar algún tiempo preparadas. Este extraño
hecho se piensa que es causado por la formación de nitruro de plata o fulminato de
plata. Pa evitar este riesgo, la disolución de nitrato de plata amoniacal no debe ser
preparada antes de la demostración y nada de la disolución de plateado que sobre
después del experimento debe colocarse en un recipiente de residuos de plata y se
eliminará por el fregadero con abundante agua. El matraz plateado debe ser aclarado
con agua y el aclarado se elimina por el fregadero tan pronto como el plateado ha
terminado.
Es responsabilidad de los profesores que realicen esta demostración llevar a cabo una
valoración de riesgos apropiada.
PRÁCTICA Nº 36. EL LIMÓN ELÉCTRICO.
En este experimento vas a crear una "pila húmeda".
Una "pila húmeda" es el predecesor de las baterías actuales. El zumo de limón es una
solución ácida que conduce la electricidad que se genera por la separación de dos
metales. Por eso es fundamental disponer de monedas con dos composiciones
diferentes (las de 1, 2 ó 5 céntimos, que contienen cobre, y las de 10, 20 ó 50
céntimos).
La electricidad generada por esta batería se puede usar de distintas maneras.
Puedes elegir una o más de las siguientes opciones:
•
•
•
•
Para encender una pequeña bombilla de luz (preferentemente un diodo LED).
Para hacer funcionar 1 calculadora elemental (y no muy cara).
Para accionar un multímetro (el aparato usado por los electricistas para medir
electricidad).
Para generar campos magnéticos que hagan mover la aguja de una brújula.
51 Materiales.
•
•
•
•
•
•
Monedas de cobre.
Tornillos de cinc.
Cables.
Pilas cocodrilo.
Medidor de voltaje.
Calculadora.
Reactivos.
•
1 limón.
Procedimiento.
Elegimos varios limones con buen aspecto, si son grandes y jugosos mejor.
Se sugiere "amasar" suavemente los limones, como para que suelten el jugo sin que se
rompan. Insertar el pedazo de zinc (el clavo galvanizado) y el pedazo de cobre (una
moneda) en el limón. El pedazo de zinc y el pedazo de cobre no deben tocarse.
Hasta aquí hemos construido lo que se conoce como una celda de la batería.
Los pedazos de zinc y cobre serían los electrodos de nuestra batería, mientras que el
jugo dentro del limón sería el electrolito.
Todas las pilas y baterías tienen un terminal positivo "+" y otro negativo "-".
La corriente eléctrica es un flujo de partículas atómicas llamadas electrones.
Si se conectan los electrodos de nuestra batería con un cable metálico, los electrones
saldrán por el cable desde el terminal "-" hacia el terminal "+" generando una
corriente eléctrica. Ésta corriente eléctrica que pasa por el cable se puede usar para
lo que uno desee, ya sea encender una bombilla, hacer funcionar una calculadora, etc.
En nuestro caso, el zinc es el terminal negativo y el cobre el positivo.
Para ver que esta batería de limones está funcionando, usamos este aparatito llamado
voltímetro (o multímetro, o téster).
Conectamos un extremo de cable de cobre a cada terminal (para esto es conveniente
usar las pinzas cocodrilo) y los otros extremos al multímetro.
En el dibujo, el multímetro muestra que nuestra batería está generando un voltaje de
0.906 volts. Lo más importante es que el multímetro nos está diciendo que nuestra
batería realmente funciona, pero como seguramente ya habrás visto, muchos aparatos
eléctricos necesitan más de una pila o batería para funcionar.
52 Si conectáramos los terminales de nuestra "batería de limones" a una bombilla, en vez
de al multímetro, no conseguiríamos encenderla, debido a que un solo limón no genera
la suficiente cantidad de corriente eléctrica.
Para lograr una corriente eléctrica mayor, construimos más "baterías de limones" y
las conectamos entre sí para lograr un mayor voltaje.
La conexión entre "baterías de limones" se hace con cables metálicos desde el
terminal "+" de una al terminal "-" de la otra, como se indica el dibujo. En una figura
vemos que la conexión en serie de las dos "baterías de limones" produce ahora un
voltaje mayor, de 1.788 volts. Este valor no es todavía suficiente para encender una
bombilla. Observa que el cable rojo une el trozo de zinc de uno de los limones
(terminal "-”) al trozo de cobre del otro limón (terminal "+”).
Ahora usamos esta "baterías de limones" para encender una bombilla.
Para conseguir encender una bombita común, se necesitaría producir mayor corriente
eléctrica, es decir que deberíamos conectar entre sí muchísimos limones.
Para no conectar demasiados limones, emplearemos una bombilla de muy bajo
consumo, usada en las linternas más modernas. Estas "bombillas" son conocidas como
diodos LED (siglas de Light-Emitting Diode, es decir, Diodo Emisor de Luz).
Conectemos cuatro "baterías de limones" entre sí, tal como hicimos en la figura de
abajo.
Verás que ahora el multímetro mide un voltaje mayor.
En el experimento mostrado en la figura
limones" producen un voltaje de 3.50 volts.
se observa que las cuatro "baterías de
El valor obtenido puede variar en cada experimento. En el caso mostrado en la figura,
la corriente eléctrica que se obtiene con los cuatro limones debería suficiente para
producir un tenue destello de un LED. En la figura de abajo se muestra cómo conectar
el LED a la combinación de cuatro "baterías de limones". Tenemos lo que se llama un
circuito eléctrico.
En esta figura los electrones salen del pedazo de zinc o terminal "-" de uno de los
limones de los extremos, pasan por los cables, pasan por el LED y la hacen destellar, y
vuelven a través de los cables al pedazo de cobre o terminal "+" del limón del extremo
opuesto.
53 Para hacer una buena conexión entre el LED y nuestra batería, usamos las pinzas
cocodrilo.
Principio de funcionamiento
Nuestra "batería de limones" transforma energía química en energía eléctrica.
Esencialmente, los electrones son producidos por la reacción química entre el ácido
contenido en el limón y el trozo de zinc.
Cuando se conecta un cable entre los electrodos, los electrones fluyen por el mismo,
desde el terminal negativo al terminal positivo, gastando la batería.
En el interior de una pila o batería comercial siempre hay una sustancia química
(llamada electrolito) que produce los electrones y dos terminales metálicos (llamados
electrodos), por donde los electrones entran o salen.
En nuestro caso la sustancia química es el ácido del limón y los electrodos los trozos
de zinc y cobre.
PRÁCTICA Nº37. OXIDACIÓN, PERO CON CATALIZADOR.
Materiales.
•
Unas pinzas o una cucharilla
Reactivos.
•
Azucarillo.
•
Ceniza.
Procedimiento.
Coge el terrón de azúcar con las pinzas y acércale la llama de un mechero. Intenta
hacerlo arder.
¿Qué ocurre? ¿Lo consigues? Parece un poco difícil.
54 Como verás el azúcar no arde. Antes de alcanzar la temperatura de ignición funde y
se tuesta, se forma caramelo, pero sin conseguir que prenda.
¿Qué podemos hacer para conseguir que arda?
Pues es muy sencillo. Si impregnamos la superficie del terrón de azúcar con un poco
de ceniza de un cigarrillo y ahora volvemos a acercar la llama del mechero, podemos
observar que el azúcar comienza a arder enseguida y se mantiene la llama (pequeña,
pero llama al fin y al cabo).
Explicación.
La ceniza del cigarrillo al entrar en contacto con el azúcar se comporta como un
catalizador y hace que la temperatura necesaria para que comience la reacción de
combustión del azúcar con el oxígeno del aire sea más pequeña. De esta forma se
consigue que el azúcar comience a arder a una temperatura inferior a la que comienza
a fundir.
PRÁCTICA Nº38. EL SUEÑO DEL ALQUIMISTA.
Queremos describir una aplicación de los recubrimientos metálicos.
Platear un objeto de cobre mediante una reacción redox entre cobre y cinc y
posterior calentamiento para convertirla en color oro latón.
Convertir una moneda de cobre en otra de plata y otra de oro.
Material.
•
•
•
•
•
•
Vaso de precipitados de 250 cm3.
Mechero Bunsen.
Trípode.
Rejilla.
Tenazas o pinzas.
Balanza.
Reactivos.
•
•
•
•
•
Cinc en polvo.
Hidróxido de sodio (24 gr en 100 ml de agua desionizada.
Lana de acero u otro limpiador abrasivo.
Monedas o láminas de cobre.
Acetona.
Introducción teórica.
Los metales utilizados a lo lago de la historia para acuñar monedas son el cobre, plata
y oro. El más barato es el cobre, presente en numerosas aleaciones.
•
•
•
•
•
Latón: cobre+ cinc.
Bronce: cobre, estaño y plomo.
Bronce para campanas: cobre y estaño.
Bronce para estatuas: cobre, estaño, cinc y plomo.
Alpaca: cobre, níquel y cinc.
55 •
•
Monedas: cobre y níquel.
Joyería: plata y cobre o cobre y oro.
La reacción de plateado supone una celda electroquímica; no se producirá a menos que
el cobre y el cinc estén en contacto.
Los potenciales normales de electrodo en unas condiciones determinadas, variando las
condiciones se varían el potencial que es lo que sucede en este caso.
Procedimiento.
Añadir 5 gramos de cinc en polvo a la disolución de NaOh y calentar hasta ebullición.
La disolución formará burbujas conforme el cinc se va disolviendo y formando cincato
de sodio y desprendiendo hidrógeno.
Zn(s) + 2NaOH (ac)
Na2ZnO2 (ac) + H2 (g)
El cinc se oxida y posteriormente se compleja dando lugar a iones cincato ZnO2 2Limpiar la moneda de cobre con lana de acero u otro limpiador abrasivo suave y frotar
con un papel impregnado en acetona para eliminar los residuos de grasa que se han
podido adherir en su manipulación hasta que esté brillante.
Dejar caer la moneda ya limpia en la disolución que contiene cincato de sodio y polvo
de cinc sobrante. La moneda debe estar en contacto con el cinc. Dejar la moneda
hasta que esté palteada con una capa brillante de cinc(aproximadamente 2 o 3
minutos, si se deja demasiado tiempo en la disolución se pueden formar terrones de
cinc pegados a la moneda)
Retirar la moneda plateada con unas pinzas y lavar para eliminar todo el cincato de
sodio.
Colocar la moneda sobre una rejilla de amianto o placa difusora, o bien con las pinzas,
calentar la moneda plateada con la parte superior de la llama de un mechero bunsen
durante unos segundos por ambas caras, hasta que la superficie esté dorada. El color
oro es latón formado por la migración del cinc a la capa superficial del cobre.
Las monedas de 1 y dos euros(Cu y NI) producen muchas alergias y aún más si las
manos están sudorosas. Explica por qué en estas condiciones se forma un apila
eléctrica y qué iones están en contacto con la piel.
Práctica Nº39. CALIENTE DE UN COLOR FRÍO DE OTRO.
Tema.
Observar como al cambiar la temperatura, el color de un material se altera, tanto al
calentarlo como al enfriarlo. Observaremos también como el cambio es reversible.
Materiales.
•
•
•
•
Tubo de ensayo.
Tapón.
Baño de agua templada.
Baño de agua fría con hielo.
56 Reactivos.
•
•
Cobre.
Ácido nítrico concentrado.
Procedimiento.
Se introduce una pizca de cobre en un tubo de ensayo y se vierte ácido nítrico en él.
Se tapa el tubo de ensayo y se observa el gas formado. A continuación se introduce
sucesivamente el tubo en cada baño térmico manteniéndolo unos minutos en cada uno.
El resultado obtenido es...
El gas formado dentro del tubo aparecerá de color rojizo-anaranjado cuando esté en
el baño templado y aparecerá incoloro cuando se encuentre en el baño frío.
Explicación
En primer lugar hemos efectuado el ataque del ácido nítrico sobre el cobre,
obteniéndose dióxido de nitrógeno que es un gas rojizo. Esta sustancia puede
dimerizarse dando lugar al tetróxido de dinitrógeno que es incoloro.
Cuando introducimos el tubo en el baño frío el equilibrio de la reacción de
dimerización se desplaza hacia la formación del tetróxido, mientras que la acción
térmica del baño templado desplaza el equilibrio hacia la formación del dióxido.
Se trata de una de las reacciones más típicas para ilustrar los desplazamientos de los
equilibrios químicos provocados por la temperatura, así como la reversibilidad de las
reacciones químicas. Dado el posible escape de gases se aconseja hacer la experiencia
en la campana. Por otra parte, la manipulación del ácido nítrico concentrado también
exige medidas de precaución, al ser un ácido fuerte y muy oxidante.
Una experiencia similar es la que puede hacerse con una mezcla de cloruro cobaltoso
disuelto en agua y ácido clorhídrico. El color de la mezcla es rosáceo, a causa del
catión complejo hexahidrocobaltoso. Al calentar dicha mezcla el color vira a azul
debido a la formación del anión complejo tetraclorocobaltoso. Si se enfría, aparece de
nuevo el color rosáceo. En este caso también existe un equilibrio, sensible a la
temperatura, en la reacción entre los iones cloruro y los cationes
hexahidratocobaltoso. En esta reacción no hay que tener un exceso de ácido
clorhídrico en la mezcla, pues el efecto concentración podría desplazar también el
equilibrio.
BIBLIOGRAFÍA.
SANTIAGO HEREDIA AVALOS (2005). Experiencias sorprendentes de química con
indicadores de pH caseros.
EDITORIAL MOLINO (2002). Ciencia en casa.
HANS JÜRGEN PRESS (2005). Experimentos sencillos de física y química.
57 MANUEL FERNÁNDEZ GONZÁLEZ (2004). Operaciones de laboratorio en química.
Base Universitaria.
TED LISTER. Experimentos de química clásica. The Royal Society of chemistry.
http://www.scribd.com/doc/6941561/100-experimentos-sencillos-de-fisica-y-quimica 58