quimica B5 2015 - jpcampillo.es B5 2015actual.pdf · la densidad del agua es de 1 g/cm3, cuando la...

¡EUREKA!

EXPERIMENTOS DE QUÍMICA

Redacción y coordinación:

Juan P. Campillo Nicolás1

Maria Trinidad Vergara Martínez1

Fotografías y vídeos:

Juan P. Campillo Nicolás1

Colaboradores:

Antonio López Martínez-Abarca1

Juan P. Campillo Cañizares2

Diseño de la portada: María Campillo Cañizares3

1Catedrático de Física y Química2Profesor de Matemáticas de Enseñanza Secundaria3Arquitecto

EUREKA PRÁCTICAS DE FÍSICA Y QUÍMICA

.

Prólogo

“Me lo contaron y lo olvidé.

Lo vi y lo entendí.

Lo hice y lo aprendí ”

(Confucio, 551-479 a. C.)

El libro que aquí presentamos constituye un compendio de experi-mentos de Química. En cada uno de ellos se explica el fundamento teó-rico y el procedimiento seguido en cada práctica, así como el dispositivoexperimental necesario para la realización de la misma, todo ello comple-mentado por una gran número de gráficos y fotografías que sirven comoapoyo al texto. Uno de los objetivos que nos hemos planteado es, siem-pre que ello haya sido posible, utilizar un material fácilmente accesibleo de uso cotidiano en sustitución del costoso - y no siempre disponible- material de laboratorio. Los experimentos descritos pueden ser utili-zados como “experiencias de cátedra”, cuando el material disponible nosea suficiente para su utilización por grupos de alumnos o, como resultamás deseable, para que el alumnado vea, manipule y, en su caso, realicemedidas y cálculos.

Otro de los aspectos a tener en cuenta es que parte de los experi-mentos tiene un carácter cualitativo. Se trata de poner de relieve unfenómeno sin efectuar medidas (véanse, por ejemplo, el experimento deformación de precipitados). No obstante lo anterior, no se desprecia elcarácter cuantitativo de los experimentos. Siempre que los medios dispo-

1


nibles lo permitan, se realizan medidas que conduzcan a la determinaciónde ciertas magnitudes (tómese como ejemplo el cálculo de la constante deFaraday). En cuanto a la redacción, se ha procurado que resulte compren-sible para alumnos de diferentes niveles educativos aunque, el fundamentoteórico de algunas de las prácticas corresponde a niveles de Bachilleratoe incluso, de un primer curso universitario. Pretendemos con este libroaportar ideas y recursos que puedan ser de utilidad para el profesoradode Educación Secundaria y Bachillerato, en cuanto a la organización deprácticas de laboratorio y conexión de los contenidos teóricos con los ex-perimentales, y para el alumnado y todas aquellas personas interesadas,de forma que sirva como medio de difusión del conocimiento científico.Pretendemos también que sea de utilidad para iniciar a todos aquellosque así lo deseen en el campo de la experimentación en el ámbito de laQuímica. En suma, el objetivo de este libro es el de unir teoría y prácti-ca, rigor y divulgación. Decidir si este objetivo se ha conseguido o no, nocorresponde a los autores, sino que será el lector el que tenga la últimapalabra.

Debe hacerse notar que se han realizado vídeos de todas las prácti-cas desarrolladas en este libro, vídeos que pueden ser consultados en ladirección: https://www.jpcampillo.es/vídeos

No quisiéramos terminar sin agradecer a nuestros alumnos de los dis-tintos niveles de Secundaria y Bachillerato su colaboración en la reali-zación práctica de los experimentos descritos en este libro, colaboraciónque, en ocasiones, se ha producido en horario extraescolar.

Los autores

Murcia, marzo de 2016

2

Índice general

1. Descripción de las prácticas 71.1. Identificación de elementos por energía radiante. . . . . . 71.2. Determinación de la masa molecular de un gas. . . . . . 91.3. Ley de Boyle - Mariotte. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 111.4. Ley de Charles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 141.5. Ley de Gay-Lussac. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 161.6. Fluorescencia. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 181.7. Difusión a través de membranas. . . . . . . . . . . . . . . 241.8. Ósmosis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 271.9. Determinación de la entalpía y la entropía de vaporización

del agua. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 291.10. Mezclas frigoríficas y reacciones endotérmicas. . . . . . . 311.11. Experimentos de Termoquímica. . . . . . . . . . . . . . . 351.12. Complejos con el cobre. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 411.13. Conductividad y enlace químico. . . . . . . . . . . . . . . 431.14. ¿Arde la materia al añadirle agua? . . . . . . . . . . . . 481.15. Reacción entre el aluminio y el iodo. . . . . . . . . . . . 501.16. Reacción entre el zinc y el azufre. . . . . . . . . . . . . . 521.17. Reacción del etanol con oxígeno. . . . . . . . . . . . . . . 541.18. Cinética química: Una reacción reloj. . . . . . . . . . . . 561.19. Negro mas incoloro ...¡violeta! . . . . . . . . . . . . . . . 581.20. Una reacción cronometrada. . . . . . . . . . . . . . . . . 601.21. Combustión de una golosina. . . . . . . . . . . . . . . . . 631.22. Oro, plata... y cobre. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 651.23. El efecto Tyndall (Una puesta de sol química). . . . . . . 681.24. Deshidratación del azúcar por el ácido sulfúrico. . . . . . 701.25. Una reacción oscilante. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 721.26. Pasta de dientes gigante . . . . . . . . . . . . . . . . . . 741.27. Hielo instantáneo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 77

3


1.28. Extracción del yodo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 791.29. Sublimación del yodo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 811.30. Sublimación del ácido benzoico. . . . . . . . . . . . . . . 831.31. Separación de los componentes de una mezcla por croma-

tografía en papel. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 851.32. La llama verde del metanol. . . . . . . . . . . . . . . . . 871.33. El Principio de Le Chatelier. . . . . . . . . . . . . . . . . 891.34. Dos factores que afectan al equilibrio : Concentración y

temperatura. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 911.35. Equilibrio NO2/N2O4. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 941.36. Formación de precipitados. . . . . . . . . . . . . . . . . . 961.37. La lluvia de oro. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 991.38. La fuente de amoniaco. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1011.39. Tres colores. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1031.40. Determinación de la constante de acidez del ácido acético. 1051.41. Un indicador natural: El extracto de col lombarda. . . . 1081.42. Reacciones de hidrólisis. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1111.43. Disoluciones reguladoras. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1141.44. ¿Fenolftaleína coloreada en medio básico? ... ¡depende! . 1191.45. Reacciones con aluminio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1211.46. Viaje del verde al azul. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1241.47. Oxidación de la glucosa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1271.48. Un semáforo químico. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1291.49. Reacción entre el ácido sulfúrico y el permanganato de

potasio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1311.50. Estados de oxidación del manganeso . . . . . . . . . . . 1331.51. Oxidación de la sacarosa por el permanganato potásico. . 1351.52. Oxidación del luminol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1371.53. Oxidación del tartrato de sodio y potasio con peróxido de

hidrógeno. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1391.54. Oxidación del tiosulfato de sodio con peróxido de hidrógeno.1411.55. Evolución de la reacción del tiosulfato sódico con ácido

clorhídrico: Procedimiento colorimétrico. . . . . . . . . . 1441.56. Reacciones en blanco y negro. . . . . . . . . . . . . . . . 1471.57. Propulsión a chorro. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1491.58. La pila Daniell. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1511.59. Una reacción exotérmica: Zn + Cu2+. . . . . . . . . . . . 1531.60. La pila de Volta. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1561.61. Corrosión electroquímica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 159

4


1.62. Electrolisis. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1621.63. Acción de un campo magnético sobre cargas en movimiento.1651.64. Determinación experimental de la constante de Faraday. 1681.65. Isomería en Química orgánica. . . . . . . . . . . . . . . . 1711.66. Polarización y actividad óptica. . . . . . . . . . . . . . . 1731.67. Reacción del acetileno con cloro. . . . . . . . . . . . . . . 1761.68. Reacciones del acetileno con permanganato potásico. . . 1781.69. Reacción de Fehling. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1801.70. Combustión de la nitrocelulosa. . . . . . . . . . . . . . . 1831.71. Combustión de la peroxiacetona. . . . . . . . . . . . . . 1851.72. Elaboración de un polímero. . . . . . . . . . . . . . . . . 1871.73. Elaboración de un polímero (2ª parte): La síntesis del ny-

lon 6,10. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 189

5


6

Capítulo 1

Descripción de las prácticas

1.1. Identificación de elementos por energíaradiante.

OBJETIVO: Identificar algunos cationes metálicos por el color queproducen sus disoluciones hidro-alcohólicas a la llama.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una especie química puede absor-ber energía y pasar del estado fundamental a un estado excitado. Estaexcitación se puede provocar mediante energía térmica, eléctrica, magné-tica,. . . Posteriormente, la especie química excitada regresa a su estadofundamental y emite la energía que había absorbido, en forma de luz:

Algunos elementos, especialmente alcalinotérreos, emiten unas pocaslíneas de luz en la franja del visible, por lo que se pueden observar asimple vista. Este espectro discontinuo es característico de cada elemento,es decir, es como la “huella dactilar” del elemento, por lo que sirve paraidentificarlo.

MATERIAL: Agitadores, alcohol etílico, CaCl2 , espátulas, aguadestilada, BaCl2, mechero, NaCl, FeCl2, cerillas, LiCl, pulverizadores,KCl.

Los cloruros pueden ser sustituidos por nitratos, o cualquier otra salsoluble en soluciones hidro-alcohólicas.

PROCEDIMIENTO: En cada pulverizador se prepara una disolu-ción al 50 % aproximadamente de etanol y agua y se añade un poco dealguna de las sales antes indicadas. Se agita hasta la total disolución yse pulveriza sobre la llama del mechero. Observamos y anotamos el color

7


de la luz emitida.

Figura 1.1: Ensayos a la llama

COLOR DE LA LLAMA

Elemento ColorLitio RojoSodio Amarillo

Potasio VioletaCalcio Rojo-anaranjado

Estroncio Rojo carmínBario Verde amarillentoHierro Verde

8

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Ensayos%20a%20la%20llama.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Espectros%20de%20emisi%C3%B3n.mp4


1.2. Determinación de la masa molecular deun gas.

OBJETIVO: Calcular la masa molecular de un gas, utilizando unprocedimiento sencillo y materiales de bajo coste.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La masa molecular de un gas puedeser calculada midiendo el volumen de una masa determinada de dicho gas,conociendo las condiciones de presión y temperatura del lugar donde serealiza el experimento. Si consideramos ideal el comportamiento del gas,podremos aplicar la ecuación de estado de los gases perfectos:

PV = nRT =mRT

Pm

Siendo P , la presión del gas medida en atmósferas, V , su volumen, ex-presado en litros, n, el número de moles del gas, R, la constante de losgases, y T , la temperatura, expresada en grados Kelvin. Hemos tenido,además, en cuenta que el número de moles, n, es igual al cociente entrem y Pm, siendo m la masa de gas, y Pm, la masa molecular del mismo,

El dispositivo experimental empleado es el que puede verse en la si-guiente imagen:

Figura 1.2: Determinación de la masa molecular del butano

MATERIAL: Balanza, termómetro, barómetro (en nuestro caso, he-mos recurrido a obtener el dato de la presión atmosférica de la páginaweb del Observatorio Meteorológico de Murcia), tubo flexible, depósitode gas butano para recarga de encendedores, cubeta de plástico y botellapara recoger el gas.

9


PROCEDIMIENTO: En primer lugar, dado que la botella en quese recoge el gas no está graduada, introducimos en ella una masa de 1000 gde agua, que podemos medir fácilmente con una balanza. Suponiendo quela densidad del agua es de 1 g/cm3, cuando la masa de agua introducidasea de 1 kg, el volumen ocupado por ésta será de 1 L.

A continuación, invertimos la botella con el litro de agua y la colo-camos sobre la cubeta, que también contiene agua para que la botellano se vacíe. Introducimos en el cuello de la botella un extremos del tuboflexible y ajustamos el otro extremo a la boquilla del recipiente de gas,habiendo pesado éste previamente. Posteriormente, hacemos pasar el gasdel recipiente, a través del tubo, a la botella, en la que, a su vez, se vadesalojando el agua. Cuando todo el volumen de agua de la botella ha-ya sido desalojado, dejamos de introducir gas y pesamos nuevamente elrecipiente.

A continuación, se obtienen los datos de presión y temperatura dellugar del experimento, y se efectúan los cálculos, tal y como se describea continuación.

CÁLCULOS: Los datos experimentales obtenidos son los siguientes:

Presión atmosférica: 999,9 hPa, equivalentes a 0,99 atm, aproxima-damente.

Temperatura: 20,1º C, equivalente a 203,1 K

Masa inicial del recipiente de gas: 237,7 g

Masa final del recipiente de gas: 235,3 g

Volumen de gas: 1 L

Con estos datos, calculamos la masa molecular de la forma anteriormenteindicada:

Pm =(237, 7− 235, 3)0, 082 · 293, 1

0, 99 · 1= 58, 26

Resultado semejante al de la masa molecular del butano, cuyo valor es58.

10

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Masa%20molecular%20de%20un%20gas.mp4


1.3. Ley de Boyle - Mariotte.

OBJETIVO: Comprobar de forma experimental que cuando aumen-ta la presión ejercida sobre un gas, manteniendo constante la tempera-tura, el volumen de dicho gas disminuye.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de Boyle - Mariotte puedeser enunciada de la siguiente forma: “A temperatura constante, el producto

de la presión por el volumen de un gas es, a su vez, constante ”. Estopuede ser expresado matemáticamente de la forma:

P · V = P ′ · V ′ o bien P =c

V

Siendo c una constante.

MATERIALES: Bomba y cámara de vacío elaboradas de forma“artesanal” con dos recipientes de vidrio con tapa hermética, tubos degoma y de silicona, jeringa de plástico, manómetro y globo.

PROCEDIMIENTO: En primer lugar, comprobaremos de formacualitativa de qué forma la variación de presión afecta al volumen de ungas. para ello, introducimos un globo parcialmente hinchado en la cámarade vacío, y conectamos ésta con la bomba de vacío. Al poner ésta enfuncionamiento, comprobaremos que el volumen del globo aumenta a lavez que disminuye la presión en el interior de la cámara de vacío. Al poneresta en comunicación con la atmósfera, el volumen del globo disminuiránuevamente. La imagen de la izquierda corresponde a la situación inicial.

Figura 1.3: El volumen varía con la presión

La presión en el interior de la cámara de vacío es igual a la presiónatmosférica. En la imagen de la derecha se puede apreciar el aumento

11


de volumen del globo cuando la presión en el interior de la cámara es,aproximadamente, de 0,5 atmósferas.

A continuación realizaremos el experimento utilizando una jeringa deplástico, unida mediante un tubo de silicona a un manómetro. dado quese intenta realizar las medidas con la mayor precisión posible, dentro delas limitaciones del material, procederemos a medir el diámetro externoy el espesor del tubo de silicona para así determinar su diámetro. Estosvalores pueden verse en las siguientes imágenes:

Figura 1.4: Dimensiones del tubo de silicona

Lo que nos da un diámetro interno de 7 mm. Teniendo en cuentaademás que la longitud del tubo es de 22 cm, el volumen de gas quecontiene será:

V = πr2L = π · 0, 352 · 22 ≃ 8, 5 cm3

A continuación, comprimimos la jeringa y vamos anotando los valoresde presión y volumen. Dichos valores quedan reflejados en la siguientetabla:

P (kPa·100) V (mL) P (atm) P·V (atm·L·1000)

1,3 43,5 1,28 55,681,45 38,5 1,43 55,061,55 36,5 1,53 55,851,8 31,5 1,78 56,071,95 29,5 1,92 56,642,05 27,5 2,02 55,552,35 24,5 2,32 56,842,55 22,5 2,52 56,702,95 19,5 2,91 56,75

12


Con estos valores, podremos realizar la siguiente representación grá-fica:

En la siguiente secuencia de imágenes podemos ver la variación delvolumen de aire encerrado en la jeringa con la presión ejercida, medidapor el manómetro.

Figura 1.5: Variación del volumen con la presión

13

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Boyle-Mariotte.mp4


1.4. Ley de Charles

OBJETIVO: Comprobar de forma experimental que cuando aumen-ta la temperatura de un gas, manteniendo constante la presión, el volu-men de dicho gas aumenta.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de Charles puede ser enun-ciada de la siguiente forma: “A presión constante, el cociente del volumen

de un gas y su temperatura es, a su vez, constante ”. Esto puede ser ex-presado matemáticamente de la forma:

V

T=

V ′

T ′=c o bien V = cT


MATERIALES: Jeringa de vidrio, tubos de goma , termómetro,soporte, pinzas con nuez, secador de cabello, matraz erlenmeyer, aguadestilada, balanza.

PROCEDIMIENTO: Procedemos, en primer lugar, a realizar unaestimación del volumen del matraz erlenmeyer, para lo cual, medimos sumasa cuando está vacío y una vez lleno de agua destilada. La diferenciaentre las dos masas, suponiendo para el agua destilada una densidad de 1g/cm3, nos dará directamente el volumen del matraz, expresado en mL.

Figura 1.6: Estimación del volumen del matraz

Posteriormente, cerramos el matraz y lo unimos mediante un tubo degoma a una jeringa de vidrio de 30mL de capacidad. Introducimos untermómetro en el matraz y calentamos mediante un secador de cabello.Esperamos a que la temperatura medida por el termómetro se estabilice yanotamos el valor de ésta, así como la variación de volumen en la jeringa.

14


Figura 1.7: Incremento de volumen

Repetimos el proceso hasta obtener el conjunto de valores que puedeverse en la siguiente tabla:

Temperatura(K) Volumen jeringa (L) Volumen jeringa +matraz (L)

294,9 0 0,1361,45 0,06 0,1421,55 0,08 0,1441,8 0,10 0,1461,95 0,12 0,1482,05 0,13 0,149


15

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Charles.mp4


1.5. Ley de Gay-Lussac.

OBJETIVO: Comprobar de forma experimental que cuando aumen-ta la temperatura de un gas, manteniendo constante el volumen, la pre-sión de dicho gas aumenta.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de Gay-Lussac puede serenunciada de la siguiente forma: “A presión constante, el cociente del

volumen de un gas y su temperatura es, a su vez, constante ”. Esto puedeser expresado matemáticamente de la forma:

P

T=

P ′

T ′=c o bien P = cT


MATERIALES: Vaso de precipitados, matraz erlenmeyer, tubo desilicona, tapón de caucho, termómetro, esfigmomanómetro (tomado deun tensiómetro), soporte, pinzas con nuez, calefactor eléctrico„ agua, ba-lanza.

Figura 1.8: ley de Gay-Lussac: dispositivo experimental

PROCEDIMIENTO:Cerramos el matraz erlenmeyer con un tapón de caucho con dos orifi-

cios. En uno de ellos se coloca un termómetro, mientras que en el otro secoloca un tubo de vidrio unido mediante un tubo de silicona a un esfig-momanómetro (utilizamos este tipo de manómetro al tener un intervalode medida pequeño, concretamente de 0 a 300 mm de Hg. Se sumerge

16


el matraz erlenmeyer en un vaso de precipitados que contiene agua y seconecta el calefactor eléctrico. A medida que aumenta la temperatura delagua (y, por tanto, la del aire contenido en el erlenmeyer), observaremosun aumento en la presión.

Anotando los valores de temperatura y presión a distintos tiempo,obtenemos el conjunto de valores que puede verse en la siguiente tabla:

Temperatura(K) Presión (mm Hg) Presión (atm)

307 20 1,026311 30 1,039319 40 1,053325 54 1,071328 60 1,079


17

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Ley%20de%20Gay-Lussac.mp4


1.6. Fluorescencia.

OBJETIVO: Observar el fenómeno por el cual, determinadas sus-tancias al ser irradiadas con luz ultravioleta, emiten radiación visible, demenor longitud de onda que la correspondiente a la luz ultravioleta antesmencionada.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Puede definirse la fluorescencia co-mo el proceso por el cual determinadas sustancias, al absorber energía enforma de radiación electromagnética de pequeña longitud de onda, comopueden ser los rayos X, radiación ultravioleta (en adelante, utilizaremospara denominar esta radiación la abreviatura UV), luz azul, etc, emitena su vez energía en forma de radiación de mayor longitud de onda quela absorbida, habitualmente dentro de la zona visible del espectro elec-tromagnético. El proceso de emisión de luz se produce en intervalos detiempo sumamente pequeños (del orden de los nanosegundos).

La energía de una radiación viene dada, según la teoría cuántica, porla expresión:

E = hc

λ

Donde E es la energía de la radiación,h, la constante de Planck, c, lavelocidad de la luz, y λ, la longitud de onda de la radiación.

Los electrones de un átomo tienden a ocupar los orbitales de menorenergía (lo que se denomina estado fundamental). Cuando se suministraa un átomo radiación de longitud de onda λa, alguno de los electronesde dicho átomo puede absorber dicha energía, pasando a un orbital másalejado del núcleo, dando lugar a un estado excitado. Al volver el electrónal estado fundamental, el átomo emite energía en forma de radiación delongitud de onda λb, de forma que λb> λa, con lo que la energía emitidaes menor que la absorbida, perdiéndose la diferencia entre ambas, porejemplo, en forma de calor. Un mecanismo semejante tiene lugar cuan-do se irradian moléculas, con la diferencia de que los electrones ocupanahora orbitales moleculares, situados alrededor de un conjunto de variosnúcleos.

MATERIALES: Tubo de rayos ultravioleta, muestras variadas dedisoluciones, organismos animales, minerales, productos de alimentacióny billetes de banco.

PROCEDIMIENTO: El procedimiento es, en todos los casos, ob-servar el color de la muestra bajo luz visible y, posteriormente, ilumi-

18


narla con luz ultravioleta. A continuación, veremos algunas fotografíasde la fluorescencia emitida por distintas sustancias, correspondiendo lasfotografías de la izquierda a la irradiación con luz ultravioleta, y las dela derecha a la iluminación con luz visible en todos los casos.

a) Fluorescencia en líquidos: El extracto de clorofila, obtenido a partirde plantas de hoja verde, como, en nuestro caso, la espinaca presenta, a laluz visible, un color verde intenso, mientras que, al ser iluminado con luzUV presenta fluorescencia de un color rojo intenso. El aceite presentaráuna fluorescencia de color más o menos rojo, en función de su calidad, deforma que, cuanto menos refinado sea el aceite, más rojiza será la emisiónfluorescente, debido a la presencia en el mismo de pigmentos de clorofila.En nuestra muestra, se ha puesto aceite sobre agua, para observar que, enel caso de esta última, no se produce fluorescencia. La siguiente imagenmuestra la fórmula de la clorofila.

El extracto de cúrcuma, presenta un color amarillo cuando se exponea la luz visible. Dicho color cambia a amarillo-verdoso cuando es irradiadopor UV. La fluorescencia emitida se debe a la presencia de curcumina endicho extracto. El agua tónica, incolora frente a la luz visible, toma uncolor azul celeste al ser irradiada con luz UV, debiéndose la fluorescenciaa la molécula de quinina. Las fórmulas respectivas de los compuestosantes mencionados son las que siguen:

19


En las siguientes fotografías podemos apreciar los cambios de colorexperimentados por muestras de las sustancia antes indicadas:

(a) Extracto de clorofila (b) Aceite sobre agua

(c) Extracto de cúrcuma (d) Agua tónica

Figura 1.9: Fluorescencia emitida por distintos líquidos

b) Fluorescencia en seres vivos: Algunas especies presentan fluores-cencia, como es el caso de los escorpiones. Esta fluorescencia, de longitudde onda entre 440 y 490 nm, de color verde-azulado, parece deberse a lapresencia de dos compuestos, denominados respectivamenteβ- carbolinay 7-hidroxi-4-metilcumarina, cuyas respectivas fórmulas están represen-tadas a continuación:

En las fotografías siguientes puede verse la fluorescencia emitida por

20


un escorpión al ser iluminado con luz UV, frente al color exhibido al seriluminado con luz visible.

Figura 1.10: Fluorescencia de un escorpión

b) Fluorescencia en minerales: En general, los minerales no son fluo-rescentes en estado puro pero, en presencia de determinadas impurezas,denominadas activadores, adquieren la propiedad de emitir luz al ser irra-diados con UV, en algunos casos de pequeña longitud de onda (alta ener-gía) y en otros de mayor longitud de onda (menor energía). Dependiendodel tipo de activador, un mismo mineral puede emitir luz de diferentescolores. Así, el plomo y el manganeso dan lugar a emisiones de coloresrojos o rosados, mientras que el ion uranilo produce emisiones de colorverde. Una prueba de esto la tenemos en la siguiente imagen, donde sepone de manifiesto el distinto color emitido por dos diferentes muestrasde calcita.

Figura 1.11: Fluorescencia en la calcita

En las siguientes fotografías puede apreciarse la coloración emitidabajo luz UV por la fluorita y el ópalo.

21


Figura 1.12: Fluorescencia en fluorita (i) y ópalo (d)

d) Fluorescencia en productos sólidos alimenticios: Determinados ali-mentos presentan fluorescencia cuando son irradiados. Entre estos, cabemencionar el arroz y el azúcar, que emiten una fluorescencia blanco-azulada, tal y como puede verse en la siguiente imagen.

Figura 1.13: Fluorescencia en azúcar y arroz

e) Aplicaciones de la fluorescencia: Existe un gran número de aplica-ciones de la fluorescencia, como pueden ser aquellas relacionadas con loscampos de la iluminación (tubos fluorescentes y lámparas fluorescentescompactas), química analítica (visualización de componentes en cromato-grafía en capa fina), medicina y bioquímica (microscopía de fluorescenciade tejidos o células), ciencias forenses (detección de huellas dactilares),etc. Podemos mencionar, a título de ejemplo, dos aplicaciones muy co-munes: en los detergentes, la presencia de una pequeña cantidad de sus-tancias que, al absorber luz ultravioleta emiten una luminosidad azulada,tiende a compensar la tendencia natural de la ropa a amarillear. Por otraparte, los billetes de banco poseen fibras y tintas fluorescentes que le

22


dan un aspecto característico bajo la luz UV y que permiten detectarfalsificaciones.

Figura 1.14: Fluorescencia en un detergente

Figura 1.15: Fluorescencia de un billete

23

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Fluorescencia.mp4


1.7. Difusión a través de membranas.

OBJETIVO: Observar experimentalmente un proceso de difusióncomo a través de una membrana biológica, que se pone de manifiestomediante la formación de un complejo col,oreado de color azul oscuroentre el ion I−3 y el almidón.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Podemos definir la difusión comoun proceso en el cual una serie de partículas de una sustancia A tiendena introducirse en un medio en el que inicialmente no existía dicha sus-tancia. Consideremos, por ejemplo, lo que sucede al añadir unas gotasde colorante alimentario a un vaso con agua. Observaremos, como puedeverse en las imágenes que siguen, que el colorante tiende a dispersarsecon el tiempo por todo el volumen de agua.

Figura 1.16: Difusión de un colorante en agua

La difusión puede realizarse a través de membranas que son permea-bles de forma selectiva, esto es, permiten el paso de moléculas de pequeñotamaño, pero bloquean a moléculas más grandes.

En nuestro experimento, vamos a observar un fenómeno de difusióndel ion I−3 a través de una membrana biológica, como es la del huevo.Si dentro de esta membrana colocamos una disolución de un antisépticoyodado y la introducimos dentro de una disolución de almidón en agua,podremos ver que con el transcurso del tiempo se produce el paso dedisolvente con el ion mencionado hacia la disolución de almidón, formán-dose el complejo I−3 - almidón, de color azul oscuro, en la parte exteriorde la membrana del huevo que está en contacto con la disolución de almi-dón. Se observa también una disminución del volumen de disolución quese había introducido en el huevo, y el consiguiente aumento del volumende la disolución de almidón.

MATERIALES: Vasos de precipitados, membrana de huevo, anti-séptico yodado y almidón.

24


PROCEDIMIENTO: En primer lugar, procedemos a la separaciónde la membrana del huevo, lo cual realizamos sumergiendo la cáscara deéste, una vez vacío, en un recipiente con vinagre, por espacio de unas48 horas. Preparamos a continuación una disolución de almidón en agua,calentando y agitando, pues la solubilidad de esta sustancia es baja. Dilui-mos una pequeña cantidad del antiséptico yodado en agua e introducimosesta disolución en la membrana del huevo. Se introduce, por último, elconjunto en la disolución de almidón.

Figura 1.17: Membrana interior y exterior al cabo de 9 horas

En las imágenes anteriores puede verse la parte interior y exterior de lamembrana del huevo, transcurridas nueve horas de haber sido sumergidoen la disolución de almidón. Podemos ver la diferencia de colores entreambas zonas, lo que demuestra que se ha producido el paso del iodo endisolución desde la parte interna a la externa de la membrana. Allí hatenido lugar la formación del complejo con el almidón.

Figura 1.18: Difusión al cabo de 9 horas

En las imágenes sobre estas líneas podemos ver, en la de la izquierda,

25


el aspecto de la disolución de almidón una vez extraído el huevo, al cabodel tiempo antes mencionado. En la imagen de la derecha puede verseen cada uno de los vasos una pequeña cantidad del líquido contenidoen el interior del huevo (amarillo-rojizo) y de la disolución de almidón(azul-violeta), una vez agitada para homogeneizar. Como puede verse, enel interior de la membrana no se ha producido cambio de color, lo queindica que el almidón no ha atravesado la membrana.

26

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Difusi%C3%B3n%20a%20trav%C3%A9s%20de%20membranas.mp4


1.8. Ósmosis

OBJETIVO: Comprobar el paso de disolvente a través de una mem-brana semipermeable, desde una disolución diluida hacia otra más con-centrada.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Si tenemos dos disoluciones de di-ferentes concentraciones, separadas por una membrana semipermeable,esto es, una membrana que permite de una manera selectiva el paso demoléculas de pequeño tamaño, impidiendo el de partículas más grandes,se producirá un intercambio neto de disolvente, en el sentido de la diso-lución diluida a la concentrada. A este proceso se le denomina ósmosis.

Es característica de una disolución lo que se denomina presión os-mótica, que está relacionada con la concentración de la disolución, de laforma:

πV = nRT obien π = cRT

Donde π es la presión osmótica de la disolución, n el número de molesde soluto, c la concentración del mismo expresada como molaridad, R laconstante de los gases, y T la temperatura, expresada en K. Como puedeverse, esta ecuación es totalmente semejante a la ecuación de estado delos gases ideales.

Según lo anteriormente indicado, el paso neto de disolvente se produ-cirá desde la disolución diluida (menor presión osmótica) hacia la con-centrada (mayor presión osmótica).

Para nuestro experimento vamos a emplear, al igual que en apartadoanterior, Difusión a través de membranas , una membrana obtenidade un huevo como membrana semipermeable. Esta membrana servirá deseparación entre una disolución A (en nuestro caso, agua destilada) y unadisolución B, muy concentrada en sacarosa y con unas gotas de colorantealimentario.

MATERIALES: Membrana semipermeable obtenida de un huevo,tubo de plástico o vidrio, vasos de precipitados, azúcar, agua y colorantealimentario.

PROCEDIMIENTO: En un vaso de precipitados se pone un deter-minado volumen de agua destilada. Se une la membrana de huevo al tubode plástico, haciendo la unión lo más hermética posible. Se prepara unadisolución muy concentrada de azúcar en agua, añadiendo unas gotas decolorante alimentario, y se introduce un volumen de ésta disolución en

27


el tubo de plástico unido a la membrana. Se introduce el conjunto en elvaso que contiene agua destilada y se deja en reposo..

Figura 1.19: Proceso de ósmosis

Tal y como puede verse en las imágenes anteriores, el agua destiladapasa a través de la membrana semipermeable, haciendo que el nivel dela disolución en el tubo aumente con el tiempo.

28

http://jpcampillo.es/onewebmedia/%C3%93smosis.mp4


1.9. Determinación de la entalpía y la entro-pía de vaporización del agua.

OBJETIVO: Determinar, de una manera sencilla, la entalpía y laentropía de vaporización del agua.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El primer principio de la Termodi-námica afirma que la variación de energía interna de un sistema es iguala la suma algebraica del calor aportado y del trabajo realizado:

∆U = Q +∆W

Por otra parte, si definimos la entalpía como: H = U + PV, tomandoincrementos nos quedará:

∆H = ∆U +∆(PV )

Si consideramos un proceso a presión constante, la expresión anterior nosquedará así:

∆H = ∆U + P∆V

Con lo que puede afirmarse que, en un proceso a presión constante, elcalor es igual a la variación de entalpía.

MATERIALES: Resistencia de inmersión de 350 W, cronómetro,vaso de precipitados, peso de cocina y agua.

Figura 1.20: Medida de la entalpía de vaporización

PROCEDIMIENTO: Tomamos una cierta cantidad de agua en unvaso de precipitados, introducimos la resistencia eléctrica y la conecta-mos hasta llevar el agua a ebullición. Pesamos el vaso con el agua y la

29


resistencia introducida en él. A continuación, conectamos de nuevo la re-sistencia durante un tiempo determinado (en nuestro experimento, tresminutos). Una vez transcurrido este tiempo, pesamos de nuevo el con-junto. La diferencia entre la masa inicial y la masa final corresponderá ala cantidad de agua que se ha evaporado

CÁLCULOS: Los datos experimentales obtenidos son los siguientes:

Masa inicial (vaso + resistencia + agua): 382 g

Masa final: (vaso + resistencia + agua): 356 g

Tiempo transcurrido: 3 minutos (180 s)

En un tiempo de tres minutos, el trabajo realizado por la resistencia es:

W = P · t = 350 · 180 = 63000 J

dado que la masa de agua vaporizada es 382 - 356 = 26 g, el calor devaporización será:

Q =63000

26= 2423 J/g

Que corresponde a una cantidad de 2423/4,18 = 579,7 cal/g, lo que seconoce como calor latente de vaporización del agua. El valor recogido enla bibliografía es de 540 cal/g.

Comoquiera que la ebullición se realiza a presión constante, podremosidentificar el calor de vaporización como entalpía de vaporización, ∆Hv ,que podremos expresar de la forma:

∆Hv = 2423J

g· 18

g

mol·

1 kJ

1000 J= 43, 61 kJ/mol

Que deberá ponerse con signo negativo, al tratarse de un calor apor-tado al sistema. El valor obtenido en la bibliografía es de 40,65 kJ/mol

Para calcular la entropía de vaporización, se utiliza la expresión si-guiente:

∆Sv =∆H

TSuponiendo que la temperatura de ebullición es de 100º C (373 K), laentropía de vaporización será:

∆Sv =43, 61

373· 1000 = 116, 9 J/K ·mol

La bibliografía consultada ofrece una entropía de vaporización de108,72 J/K·mol.

30

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Entalp%C3%ADa%20de%20vaporizaci%C3%B3n%20del%20agua.mp4


1.10. Mezclas frigoríficas y reacciones endo-térmicas.

OBJETIVO: Experimentar con dos formas de producir un descen-so de temperatura: mediante la realización de una mezcla frigorífica ymediante una reacción endotérmica.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La diferencia entre una mezcla yuna reacción química consiste en que para la primera, la naturaleza desus componentes no varía, pudiendo separarse éstos por procedimientosfísicos. En el caso de una reacción química cambia la naturaleza de algunode los componentes que la forman. Un ejemplo de mezcla lo tenemos enla disolución de sal en agua, proceso en el que los iones Na+y Cl−dejande formar parte de una red cristalina, pero mantienen sus características.

Cuando una sustancia iónica, como el cloruro sódico, se disuelve enagua, la disolución resultante experimenta una disminución de su puntode congelación con respecto al del disolvente puro, que viene expresadapor la ley de Raoult, modificada por Van´t Hoff para disoluciones deelectrolitos:

∆t = i ·Kcr ·m

Donde ∆t es el descenso de temperatura antes indicado, Kcres la denomi-nada constante criscópica del disolvente, m su concentración, expresadacomo molalidad, e i, un factor de corrección aplicado a disoluciones deelectrolitos, conocido como factor de Van´t Hoff.

Figura 1.21: Temperatura de la mezcla frigorífica a los dos minutos

En la mezcla de hielo con cloruro sódico, se produce una disoluciónsaturada de esta sal en agua. El hielo toma calor de esta disolución, lo

31


que produce su enfriamiento. Se llegará a un punto de equilibrio entrehielo, sal y la disolución saturada, con una temperatura característica.

Si consideramos la disolución del cloruro amónico en agua, aparen-temente el proceso sería como el anterior, pero existe una diferencia: elion NH+

4 experimenta en disolución acuosa un proceso de hidrólisis, quepuede ser representado por:

NH+4 +H2O ⇋ NH3 +H3O

+

Produciéndose en realidad una reacción química, pues el ion NH+4 se ha

transformado en NH3y el agua en H3O+.Podemos, pues, considerar la

disolución del cloruro amónico en agua como una reacción endotérmi-ca, pues, como veremos en el experimento, se produce un descenso detemperatura de la disolución con respecto a la del agua.

MATERIALES: Vasos de precipitados, termómetro, tubo de ensa-yo, balanza, NaCl, NH4Cl, hielo y agua destilada.

PROCEDIMIENTO:

Mezcla frigorífica: Preparamos esta mezcla, en una proporción apro-ximada de 2 partes de hielo a una de sal, mezclando en capas alter-nadas hielo picado y sal. Ponemos una pequeña cantidad de aguaen un tubo de ensayo, medimos su temperatura, así como la tempe-ratura inicial de la mezcla frigorífica e introducimos el tubo en ésta.. Observamos que, con el transcurso del tiempo, la temperatura de

Figura 1.22: Variación de la temperatura con el tiempo

la mezcla frigorífica va disminuyendo, así como la temperatura delagua contenida en el tubo. Transcurridos unos minutos, observare-mos que el agua contenida en el tubo de ensayo se ha congelado.

32


Figura 1.23: Congelación del agua en el tubo de ensayo

Reacción endotérmica: Tomamos un determinado volumen de aguay medimos su temperatura. Asimismo, pesamos una cantidad deNH4Cl y la disolvemos en el agua. medimos la temperatura finalde la disolución, comprobando que se ha producido un descenso conrespecto a la temperatura inicial.

Figura 1.24: Variación de temperatura en la hidrólisis del cloruro amónico

La realización de esta práctica da lugar, de una forma sencilla, alcálculo de la entalpía de la reacción anterior, como puede verse a conti-nuación.

CÁLCULOS: Los datos del experimento realizado son los siguientes:

t inicial (º C) t final (º C) Vol. agua (mL) Masa NH4Cl (g)

29,8 23,7 50 5,7

Suponiendo que los valores del calor específico y la densidad de la

33


disolución sean los del agua (4,18 J/g y 1 g/mL, respecticvamente), ten-dremos que:

Q = ∆H = m · ce(t− t0) = (50 + 5, 7) · 4, 18 · (23, 7− 29, 8) = −1420 J

Esta sería la cantidad de calor absorbida al disolver 5,7 g de NH4Cl.Teniendo en cuenta que la masa molecular de esta sal es 53,5 g/mol,tendremos que la entalpía de disolución será:

∆H = −142053, 5

5, 7= −13330 J/mol = −13, 33 kJ/mol

34

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Mezcla%20frigor%C3%ADfica%20y%20reacci%C3%B3n%20endot%C3%A9rmica.mp4


1.11. Experimentos de Termoquímica.

OBJETIVO: Realizar medidas experimentales relativas a la varia-ción de entalpía de neutralización del hidróxido de sodio, tanto en estadosólido como en disolución, así como comprobar la Ley de Hess.

Figura 1.25: Materiales utilizados en la práctica

FUNDAMENTO TEÓRICO: Según el Primer Principio de laTermodinámica, el calor, Q, el trabajo, W y variación de energía internade un sistema, ∆U están relacionados por la expresión:

∆U = Q+W

Si se realiza un proceso a presión constante, la anterior expresión quedaráde la forma:

∆U = QP − P∆V

Con lo que al despejar QP tendremos: QP = ∆U + P∆V, siendo QP elcalor del proceso a presión constante.

Si por otra parte definimos la entalpía como: H = U + PV y tomamosincrementos, nos quedará:

∆H = ∆U +∆(PV ) = ∆U + P∆V + V∆P

Para un proceso a presión constante, ∆P es nulo, por lo que tendremos:∆H = ∆U +∆(PV ) = ∆U + P∆V. Como puede verse, la variación deentalpía de la reacción coincide con el calor a presión constante.

La Ley de Hess afirma que: “Si mediante la reacción química entre

varios reactivos se obtienen unos determinados productos, el calor des-

prendido o absorbido en la reacción será el mismo si la reacción tiene

35


lugar en una o más etapas”. En consecuencia, el calor de reacción (ental-pía de reacción para un proceso a presión constante) es aditivo, es decir:∆Hreaccion = Σ∆Hetapas

MATERIALES: Balanza, vasos de precipitados, termómetro, aguadestilada, NaOH y HCl, ambos para uso doméstico.

PROCEDIMIENTO:

1. Entalpía de disolución del NaOH: Se toma un volumen de200 mL de agua destilada y se mide su temperatura. Se disuelveuna masa de 4 g de NaOH (lo que equivale a 0,1 moles de dichasustancia). Se mide la temperatura de equilibrio y se calcula lavariación de entalpía del proceso a partir de los datos que figuranen la siguiente tabla: Calor ganado por la disolución:

Valores medidos

Masa del vaso (g) 108,4Masa de agua (g) 200,5Masa NaOH (g) 4

Temperatura inicial (ºC) 26,5Temperatura de equilibrio (ºC) 31,1

Cuadro 1.2: Datos disolución NaOH

Q = (magua+mNaOH)·1(te−t0) = 204, 5(31, 1−26, 5) = 940, 7 cal(∗)

Calor ganado por el vaso:

Q2 = mvaso · 0, 2(te− t0) = 108, 4 · 0, 2(31, 1− 26, 5) = 99, 73 cal(∗∗)

Calor total ganado:

Q = Q1 +Q2 = 940, 7 + 99, 73 = 1040, 43 cal

Teniendo en cuenta que una caloría equivale a 4,18 julios, ten-dremos que Q = 4349 J = 4, 349 kJ. Por otra parte, al haberaumentado la temperatura, el proceso es exotérmico, por lo queQ = ∆H = −4, 349 kJ. Por último, teniendo en cuenta que el ca-lor desprendido lo ha sido al disolverse 4 g (0,1 moles) de NaOH,tendremos finalmente que ∆H = −43, 5 kJ/mol.

36


2. Entalpía de neutralización de una disolución de NaOH: Sepreparan 100 mL de una disolución de NaOH y 100 mL de otra deHCl, ambas 0,5 M. Se mide la temperatura inicial de ambas (procu-rando que ésta sea la misma) y se mezclan. Medimos la temperaturade equilibrio y realizamos los cálculos con arreglo a los datos de lasiguiente tabla: (***) La disolución de HCl se ha preparado toman-

Valores medidos

Masa del vaso (g) 104,4Volumen disolución NaOH (mL) 100Volumen disolución HCl (mL) (*) 100

Temperatura inicial (ºC) 27,8Temperatura de equilibrio (ºC) 30,8

Cuadro 1.3: Datos neutralización disolución NaOH

do 8,3 mL de un ácido clorhídrico de uso doméstico y diluyéndoloshasta 100 mL. Los cálculos realizados son los siguientes:Calor ganado por la disolución:

Q1 = (m1 +m2) · 1(te − t0) = 200(30, 8− 27, 8) = 600 cal(∗)


Q2 = mvaso · 0, 2(te − t0) = 104, 4 · 0, 2(30, 8− 27, 8) = 62, 6 cal(∗∗)

Calor total ganado:

Q = Q1 +Q2 = 600 + 62, 6 = 662, 6 cal

Teniendo en cuenta que una caloría equivale a 4,18 julios, tendremosque Q = 2770 J = 2, 77 kJ. Por otra parte, al haber aumentado latemperatura, el proceso es exotérmico, por lo que Q = ∆H =−2, 77 kJ. Por último, teniendo en cuenta que el calor desprendidolo ha sido al reaccionar 100 mL de disolución 0,5 M d NaOH (0,05moles) de NaOH, tendremos finalmente que ∆H = −2, 77 · 20 =−55, 4 kJ/mol.

3. Entalpía de neutralización del NaOH sólido: Se toman 200mL de una disolución 0,5 M de HCl, preparada tomando 16,6 mL

37


de un ácido clorhídrico de uso doméstico y diluyendo en agua hastael volumen antes mencionado y se mide su temperatura inicial. Sepesan a continuación 4 g de NaOH y se añaden a los 200 mL de HCl0,5 M, midiéndose la temperatura de equilibrio. Los datos obtenidosson los siguientes: A partir de estos datos, se realizan los siguientes

Valores medidos

Masa del vaso (g) 104,4Masa de NaOH (g) 4

Volumen disolución HCl (mL) (*) 200Temperatura inicial (ºC) 27,5

Temperatura de equilibrio (ºC) 38,1

Cuadro 1.4: Datos neutralización NaOH sólido

cálculos:Calor ganado por la disolución:

Q1 = (mHCl+mNaOH)·1(te−t0) = (200+4)(38, 1−27, 5) = 2162, 4 cal(∗)


Q2 = mvaso · 0, 2(te− t0) = 104, 4 · 0, 2(38, 1− 27, 5) = 221, 3 cal(∗∗)

Calor total ganado:

Q = Q1 +Q2 = 2162, 4 + 221, 3 = 2383, 7 cal

Teniendo en cuenta que una caloría equivale a 4,18 julios, tendremosque Q = J = 9963, 9 kJ. Por otra parte, al haber aumentado la tem-peratura, el proceso es exotérmico, por lo que Q = ∆H = −9, 96 kJ.Por último, teniendo en cuenta que el calor desprendido lo ha si-do al reaccionar 4 g de NaOH (0,1 moles) de NaOH, tendremosfinalmente que ∆H = −9, 96 · 10 = −99, 6 kJ/mol.

Vamos ahora a contrastar los valores obtenidos con los valores teóricosque pueden calcularse a partir de la siguiente tabla:

a) Disolución del NaOH:

∆H1 = ∆H0fNa

+(aq) + ∆H0fOH−(aq)−∆H0

fNaOH (s)

38


Especie química ∆H0f (kJ/mol)

NaOH (s) -426,7Na+(aq) -239,7OH−(aq) -230H+(aq) 0H2O (l) -285,8

Cuadro 1.5: Entalpías estándar de formación

∆H1 = −239, 7− 230− (−426, 7) = −43 kJ/mol

b) Neutralización de la disolución de NaOH:

∆H2 = ∆H0f H2O (l)−∆H0

f H+ (aq)−∆H0

fOH− (aq)

∆H2 = 285, 8− 0− (−230) = −55, 8 kJ/mol

c)Neutralización del NaOH sólido:

∆H3 = ∆H0fH2O (l) + ∆H0

f Na+ −∆H0

fNaOH (s)−∆H0f H

+

∆H3 = −285, 8− 239, 7− (−426, 7)− 0 = −98, 8 kJ/mol

(*) Suponemos que el calor específico de las disoluciones de NaOHy de HCl tiene el valor correspondiente al del agua (1 cal/g·ºC), al seraquellas bastante diluidas.

(**) El calor específico del vidrio, tomado de la bibliografía, es de 0,2cal/g·ºC

Reacción ∆H teórica (kJ/mol) ∆H obtenida (kJ/mol)

Disolución de NaOH (s) -43 -43,5Neutralización NaOH (aq) -55,8 -55,4Neutralización NaOH (s) -98,8 -99,6

Cuadro 1.6: Comparación de datos teóricos y experimentales

Por último, si llamamos ∆H1 a la entalpía de neutralización del NaOH(aq), ∆H2 a la entalpía de disolución del NaOH (s), y ∆H3 a la entalpíade neutralización del NaOH (s), al aplicar la Ley de Hess al siguientediagrama, tendremos:

39


Figura 1.26: Ley de Hess

∆H3 = ∆H1 +∆H2

Con lo que, finalmente, podremos poner:

∆H (medida directa) ∆H3 (teórica) ∆H3(medida)

-99,6 -98,8 -99,6

Cuadro 1.7: Ley de Hess

Todos los valores están expresados en kJ/mol

40

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Termoqu%C3%ADmica%20I.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Termoqu%C3%ADmica%20II%20%20Entalp%C3%ADa%20de%20%20neutralizaci%C3%B3n%20de%20una%20disoluci%C3%B3n%20de%20NaOH.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Termoqu%C3%ADmica%20III%20%20Neutralizaci%C3%B3n%20del%20NaOH%20s%C3%B3lido%20y%20Ley%20de%20Hess.mp4


1.12. Complejos con el cobre.

OBJETIVO: Observar como dos disoluciones del mismo ion Cu2+

presentan diferente coloración en función del disolvente utilizado.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una disolución acuosa de sulfatode cobre (II) presenta un color azul mientras que, si esta sal está disueltaen HCl, el color será verde. Esta diferencia de coloración se debe a laformación de dos complejos diferentes para el ion Cu2+: para la disoluciónacuosa, el complejo formado será [Cu(H2O)6]

2+, de color azul, mientrasque para la disolución en HCl, el complejo será [Cu(Cl)4]

2−, cuyo color esamarillo. El color verde la la disolución puede ser atribuido a la mezclade los dos colores, azul, para el complejo con agua, y amarillo para elcomplejo con Cl−.

Figura 1.27: Complejos del Cu2+con Cl− y con H2O

Aparte del color característico de las dos disoluciones antes indicadas,el ensayo a la llama dará lugar a un color azul-verdoso para la disoluciónen HCl, mientras que, para la disolución acuosa, el color será verde.

MATERIALES: Cápsulas de porcelana, tubos de ensayo, sulfatode cobre pentahidratado, disolución concentrada de HCl, metanol y aguadestilada.

PROCEDIMIENTO: Se toman dos muestras de CuSO4 · 5H2O.Una de ellas se disuelve en agua y a la otra se le añaden unas gotasde disolución concentrada de HCl, añadiendo posteriormente agua hastadisolver. Podremos apreciar la diferencia de color de las dos disoluciones:azul la primera de ellas, y verde la segunda.

Añadimos a cada una de las disoluciones unos mililitros de metanole impregnamos con ambas disoluciones sendos trozos de algodón, quecolocaremos en una cápsula de porcelana cada uno de ellos.

41


Figura 1.28: Ensayos a la llama de las dos disoluciones de Cu¨2+

Encendemos a continuación cada uno de los trozos de algodón y ob-servamos la diferente coloración de la llama en ambos casos.

42

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Complejos%20con%20Cu%20(II).mp4


1.13. Conductividad y enlace químico.

OBJETIVO: Comprobar de qué forma afecta a la conductividad delagua destilada la disolución en ella de sustancias de carácter tanto iónicocomo covalente, así como observar la variación de la conductividad endisoluciones de sal de diversas concentraciones.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Cuando se introducen en una diso-lución dos electrodos y entre ellos se establece una diferencia de potencial,la disolución ejercerá una oposición a que la corriente eléctrica circule através de ella. Dicha oposición se conoce con el nombre de resistencia .De forma inversa, podemos decir que la disolución posee una propiedadrelacionada con la tendencia a que la corriente eléctrica fluya a través deella. Dicha propiedad se conoce como conductividad y puede afirmarseque existe una relación inversa entre ambas propiedades.

La conductividad de una disolución está asociada a la presencia decargas eléctricas en aquella. De esta forma, una sustancia covalente, comoel agua, que se encuentra muy débilmente disociada en iones, presentauna resistencia muy alta al paso de la corriente eléctrica o, en otraspalabras, una conductividad muy baja Al disolver en agua una sustancia

Figura 1.29: Conductividad para disoluciones 0,0025 M (i) y 0,05 M (d)

iónica, como puede ser el cloruro sódico, ésta se disocia en iones, de la

43


forma:NaCl −→ Na+ + Cl−

Con lo que en la disolución aparecen cargas eléctricas en forma de ionesy, en consecuencia, la conductividad de la disolución se hace mayor.

En las imágenes anteriores puede verse cómo varía la conductividadpara dos disoluciones de NaCl de concentraciones diferentes. Como po-dremos ver posteriormente, la conductividad aumenta rápidamente alprincipio al aumentar la concentración pero, al llegar a determinadosvalores, los valores de la conductividad se estabilizan.

Supongamos ahora que se disuelve en agua una sustancia covalente,como puede ser el etanol, CH3 − CH2OH, o el azúcar (sacarosa, C12H22O11).Ambas sustancias presentan carácter covalente polar y se disuelven enagua mediante la formación de enlaces por puente de hidrógeno, comopuede verse , para la sacarosa, en las siguientes imágenes:

Figura 1.30: Disolución de la sacarosa en agua

Determinadas sustancias que poseen enlaces covalentes aumentan, sinembargo, la conductividad del agua destilada al ser disueltos en ella. Setrata de sustancias que presentan un cierto carácter ácido o básico, como

44


pueden ser el ácido acético y el amoniaco, que nosotros hemos empleadoen forma de vinagre y de amoniaco para limpieza doméstica.

Estas sustancias reaccionan con el agua de la siguiente forma:

CH3 − COOH+H2O −→ H3 − COO− +H3O+

NH3 +H2O −→ NH+4 + OH−

En la primera de las reacciones, el agua actúa como una base, aceptandoprotones del ácido acético, mientras que en la segunda, lo hace como unácido, al ceder protones al amoniaco.

La concentración de los iones en cada uno de los casos (y, por tanto,la conductividad de la disolución obtenida) dependerá de las respectivasconstantes de equilibrio, así como la concentración inicial de cada una delas disoluciones de ácido o base que se hayan preparado:

Ka =[CH3 − COO−][H3O

+]

[CH3 − COOH]y Kb =

[NH+4 ][OH−]

[NH3]

MATERIALES: Vasos de precipitados, conductímetro, agua desti-lada, NaCl, vinagre, alcohol de 96º, amoniaco para uso doméstico, azúcar.

PROCEDIMIENTO:

1. Variación de la conductividad de disoluciones de compues-tos iónicos y covalentes con respecto a la del agua destila-da: Se mide la conductividad de un determinado volumen de aguadestilada, que resulta ser de menos de 20 µS/cm. A continuaciónse preparan tres disoluciones, una de ellas de un compuesto iónico(NaCl) y las otra de compuestos covalentes (azúcar,C12H22O11, yalcohol de 96º, CH3 − CH2OH). Se mide la conductividad en cadauno de los casos, observándose que la disolución de sal presentauna conductividad muy superior a la del agua destilada, mientrasque las respectivas conductividades de las disoluciones de azúcary alcohol no presentan gran variación con respecto a la del aguadestilada.

2. Variación de la conductividad de una disolución con la con-centración: Se preparan disoluciones de sal en agua de diversasconcentraciones y se mide la conductividad de cada una de ellas.Con los valores obtenidos, se genera la siguiente tabla:

45


Concentración (mol·L−1) Conductividad (µS·cm−1)

0,0025 4400,005 7400,006 8200,01 1190

0,0125 14500,025 17200,25 17700,5 1770

Estos valores pueden ser representados en el siguiente gráfico:

Figura 1.31: Conductividad frente a concentración

3. Variación de la conductividad de un agua potable con res-pecto a la del agua destilada: Se toman dos muestras de agua,una de ellas de agua destilada y la otra de agua potable. Se mide laconductividad de cada una, comprobándose que la del agua potablees bastante superior a la del agua destilada, lo que se explica porla presencia de sales disueltas en el agua potable.

4. Conductividad de disoluciones de sustancias con carácterácido o básico: Se preparan dos disoluciones de una sustancia decarácter básico, en nuestro caso, amoniaco de uso doméstico, y deuna de carácter ácido (vinagre), respectivamente. A pesar de quese trata de dos sustancias de carácter covalente, lo que , en prin-cipio, no debería afectar demasiado a la conductividad del agua,

46


sus respectivos caracteres básico y ácido hacen que ambas sustan-cias reaccionen con el agua, dando lugar a la formación de ionesque producen un incremento de la conductividad de las respectivasdisoluciones con relación a la del agua destilada.

47

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Conductividad%20y%20enlace%20qu%C3%ADmico.mp4


1.14. ¿Arde la materia al añadirle agua?

OBJETIVO: Nuestro objetivo es comprobar que al añadirle unasgotas de agua a una mezcla de cloruro de bario, nitrato amónico y zincen polvo, éstas reaccionaran entre si desprendiendo una gran llama azulturquesa.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Existen determinadas sustanciasque al mezclarlas no reaccionan aunque estén muy pulverizadas. Si aña-dimos unas gotas de agua a la mezcla, estas catalizan la reacción y seproduce, formándose un "fuego" de color azul. Las reacciones que tienenlugar son:

BaCl2 → Ba2+ + 2Cl− (disociación)

el ion Cl− actúa como catalizador en la descomposición:

NH4NO3 → N2O+ 2H2O

La reacción global es:

Zn (sólido) +NH4NO3 (sólido) → N2 (gas) + ZnO (sólido) + 2H2O (gas)

MATERIALES: Mortero (donde trituraremos BaCl2 y NH4NO3 ),Zn en polvo, cápsula de porcelana, cuentagotas de agua.

Figura 1.32: Combustión al añadir agua

PROCEDIMIENTO: Trituramos en el mortero, conjuntamente 2gde NH4NO3 y 0,5g de BaCl2 Ambos productos se mezclan bien pulveri-zados con el zinc en polvo en una cápsula de porcelana. A continuación,

48


añadiremos una gota de agua destilada a la mezcla y casi inmediatamenteaparecerán burbujas, comenzará un silbido, aparecerá humo, e instantá-neamente comenzará a arder con una llama de color verde azulado. (co-locarse guantes, proteger la vista y realizar la experiencia al aire libre)AVISO : No guardar la mezcla ya hecha, puesto que la sola humedad delaire puede provocar su ignición. Usar toda la mezcla.

EXPLICACIÓN: El agua constituye el medio acuoso necesario parala reacción química de las sustancias de la mezcla. Reaccionan violenta-mente al tratarse de una fuerte reacción de oxidación del zinc por partede los nitratos de amonio y de bario. Estos nitratos se caracterizan por sufacilidad para descomponerse y provocar reacciones rápidas de oxidación.

OTRA VERSIÓN: Se consigue la misma reacción mezclando 2g denitrato amónico, 0,5g de cloruro amónico y 0,25g de nitrato de bario enun mortero y una ves puesta esta mezcla en una cápsula de porcelana sele añade 2g de zinc en polvo.

49

http://jpcampillo.es/onewebmedia/%C2%BFArde%20una%20sustancia%20al%20a%C3%B1adirle%20agua.mp4


1.15. Reacción entre el aluminio y el iodo.

OBJETIVO: Comprobar la acción de un catalizador, en nuestrocaso, el agua, sobre la velocidad de una reacción.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El aluminio se combina con el iodopara producir ioduro de aluminio, según la reacción:

2Al + 3 I2 → 2AlI3

Esta reacción puede ser acelerada añadiendo a una mezcla de iodo pulve-rizado y polvo de aluminio unas gotas de agua. Como es sabido, el estadode los reactivos influye en la velocidad de reacción, por lo que al estarfinamente pulverizados tanto el iodo como el aluminio, aumenta el áreade contacto entre ambos y, por consiguiente, la velocidad antes mencio-nada. El agua actúa como un catalizador, de forma que se disminuye laenergía de activación, tal y como puede verse en la siguiente imagen:

En consecuencia, se produce un aumento notable de dicha velocidad.Al tratarse de una reacción muy exotérmica, el calor generado producela aparición de llamas.

MATERIALES: Balanza, vidrios de reloj, mortero, cápsula de por-celana, aluminio en polvo, iodo y agua.

PROCEDIMIENTO: Se pulverizan en el mortero 2 g de iodo yse mezclan con 0,3 g de aluminio en polvo hasta conseguir un aspectohomogéneo. Se añaden unas gotas de agua, observándose que, al cabo deunos segundos, empiezan a aparecer vapores de color violeta, procedentesdel iodo que ha comenzado a sublimar. De forma inmediata, aparecen

50


junto con estos vapores, unos humos muy densos de color marrón, debidosa la presencia de pequeñas partículas de ioduro de aluminio.

Figura 1.33: Reacción Al - I2

La mancha de color marrón que puede verse en la parte inferior de lacápsula de porcelana de la imagen anterior se debe al ioduro de aluminiodepositado.Si bien. este compuesto es de color blanco, el color marrónobservado puede deberse a la presencia de impurezas..

Figura 1.34: Vapores de iodo y humos de AlI3

En la imagen anterior puede apreciarse la mezcla de los vapores deiodo, de color violeta, y las nubes de ioduro de aluminio, de color marrón.

51

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20Al-I2.mp4


1.16. Reacción entre el zinc y el azufre.

OBJETIVO: Comprobar que una reacción puede ser iniciada me-diante un aporte de energía y mantenerse posteriormente gracias al ca-rácter exotérmico de los procesos que tienen lugar.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El zinc se combina con el azufresegún la reacción:

Zn + S → ZnS

Además de esta reacción, pueden tener lugar las siguientes:

S +O2 → SO2

2Zn+O2 → 2ZnO

Para iniciar este conjunto de reacciones podemos tocar la mezcla dezinc y azufre con un alambre al rojo o acercarle una fuente de calor. Laenergía necesaria para iniciar la reacción es la denominada energía deactivación, Ea, que podemos ver en la siguiente imagen:

La reacción se inicia rápidamente con la formación de una densa co-lumna de humo que contiene pequeñas partículas de óxido y sulfuro dezinc.

MATERIALES: Balanza, vidrios de reloj, placa metálica, fuente decalor (en nuestro caso, hemos utilizado un soplete de cocina), azufre yzinc, ambos en polvo.

PROCEDIMIENTO: Se pesan 6 g de polvo de zinc, 1 g de azufreen polvo y se mezclan de forma homogénea. Se coloca dicha mezcla sobreuna placa metálica (o sobre una superficie refractaria) y se acerca la llamadel soplete. La reacción se inicia con una llamarada y la formación de una

52


densa columna de humo. Puede apreciarse, además, el olor característicodel dióxido de azufre.

Figura 1.35: Reacción del zinc y el azufre

Una vez concluida la reacción, podemos observar un residuo formadopor el ZnO y el ZnS que se han producido. Ambos tiene color blanco, sibien el ZnO caliente presenta un color amarillo.

Figura 1.36: Residuo de las reacciones

53

http://jpcampillo.es/onewebmedia/ZnS.mp4


1.17. Reacción del etanol con oxígeno.

OBJETIVO: Comprobar que una reacción espontánea pero suma-mente lenta a temperatura ambiente, puede convertirse en explosiva alproducir un arco eléctrico sobre una mezcla de aire y vapor de etanol.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El etanol reacciona con el oxígenosegún el proceso:

CH3 − CH2OH+ 3O2 → 2CO2 + 3H2O

Esta reacción es exotérmica y espontánea a temperatura ambiente, comose deduce de los valores de ∆H0 y ∆S0 , que dan lugar a un valor de∆G0........

Esta reacción puede ser acelerada, de forma que se convierta en ex-plosiva si hacemos saltar un arco eléctrico dentro de un recipiente quecontenga una mezcla de vapor de etanol y aire. la energía aportada porel arco eléctrico suministra la energía de activación necesaria para que lareacción tenga lugar.

Figura 1.37: Reacción etanol-aire

MATERIALES: Alcohol de uso doméstico, botella de plástico contapón de corcho o silicona, soporte, pinza y nuez, alfileres, cables deconexión, pinzas de cocodrilo y encendedor piezoeléctrico.

PROCEDIMIENTO: Se modifica un encendedor piezoeléctrico decocina sustituyendo la boquilla por dos cables terminados cada uno deellos en pinzas de cocodrilo. Se perfora una botella de plástico con dosalfileres. Se conecta cada uno de los cables a un alfiler y se ajusta laposición de los mismos de forma que al hacer funcionar el encendedor, seproduzca una chispa entre los extremos de ambos alfileres

54


Figura 1.38: Material utilizado en la reacción etanol-oxígeno

A continuación, se añaden al recipiente unas gotas de etanol, se cierracon el tapón y se agita hasta que el alcohol se vaporice. Se dispara elencendedor, observándose que en el interior de la botella se produce unallamarada, saliendo despedido el tapón con un estallido..

Figura 1.39: Arco eléctrico

55

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Alcohol.mp4


1.18. Cinética química: Una reacción reloj.

OBJETIVO: Comprobar que una reacción química puede producirseen más de una etapa, siendo la etapa lenta la determinante de la velocidadde reacción.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Para producir la reacción, necesita-mos KHSO3. En el laboratorio, disponemos de K2S2O5, del que se obtieneel hidrogenosulfito de potasio según la reacción:

K2S2O5 +H2O → 2 KHSO3

reacción muy desplazada hacia la derecha.Aunque existe un mecanismo relativamente complejo para explicar la

reacción, podemos, de forma muy simplificada, suponer que ésta puedeser representada por las siguientes etapas:

IO−

3 + 3 HSO−

3 → I−+3 SO2−4 + 3 H+ (etapa lenta)

5 I− + IO−

3 + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O (etapa rapida)

El iodo obtenido en la segunda etapa forma con el almidón un comple-jo de color azul muy oscuro, casi negro, que se produce de forma casiinstantánea cuando se ha consumido el HSO3

–

MATERIAL:Balanza, matraces aforados, pipetas, vasos de precipi-tados, KIO3, K2S2O5, almidón, agua destilada y cronómetro.

(a) Antes del inicio (b) Cuatro segundos después

Figura 1.40: Reacción reloj

PROCEDIMIENTO: Se preparan dos disoluciones 0,05 M de KIO3

y KHSO3, la segunda de ellas a partir del K2S2O5. Teniendo en cuenta

56


que un mol de K2S2O5 (P.m, 222, aproximadamente) produce 2 molesde KHSO3 (P.m. 120), la masa m de K2S2O5 necesaria para obtener unamasa m′ de KHSO3 vendrá dada por la relación:

m = m′222

2 · 120

A la disolución de hidrogenosulfito de potasio se le añade almidónsoluble hasta una concentración aproximada de 0,6 g/L. Una vez prepa-radas ambas disoluciones, se pone en un vaso de precipitados un volumende 25 mL de la disolución 0,05 M de KHSO3 y se añade un volumen igualde la disolución de KIO3. Se pone en marcha el cronómetro y se detienecuando el contenido del vaso de precipitados tome el color característicodel complejo iodo-almidón.

Podemos observar la influencia de la concentración de iodato e hidro-genosulfito en la velocidad de la reacción variando la concentración decada una de las especies reaccionantes y observando el tiempo necesa-rio para la formación del complejo antes indicado. De la misma forma,podemos comprobar cómo una variación de la temperatura influye enel tiempo necesario para que se forme el complejo y, por tanto, en lavelocidad de la reacción.

57

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Qu%C3%ADmica%20y%20color.mp4


1.19. Negro mas incoloro ...¡violeta!

OBJETIVO: Haremos uso aquí de la reacción reloj descrita en elapartado anterior y, utilizando un indicador ácido-base, observaremos elcambio de color de negro a violeta, sin más que añadir una disolución deuna base.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Basándonos en la reacción reloj ci-tada anteriormente, y aprovechando el medio ácido en que se producedicha reacción, veremos que al añadir disolución de hidróxido sódico aun vaso de precipitados en el que ha tenido lugar la reacción reloj del io-do, y que contiene unas gotas de fenolftaleína, el iodo se reduce a ioduro,según la reacción:

3 I2 + 6 OH− → 5 I− + IO−

3 + 3 H2O (∗)

lo que lleva consigo, por una parte, la desaparición del color negro carac-terístico del complejo iodo-almidón y por otra, el cambio de color de lafenolftaleína, que pasa de incolora (en medio ácido) a violeta ( en medioalcalino)

(a) Medio ácido (b) Medio alcalino

Figura 1.41: Oxidación del iodo a ion iodato

MATERIAL:Balanza, matraces aforados, vasos de precipitados, KIO3,K2S2O5, NaOH , almidón, etanol, fenolftaleína y agua destilada.

PROCEDIMIENTO: Se preparan disoluciones 0,05 M de KIO3 yde K2S2O5, ésta última conteniendo almidón soluble de forma que la con-centración de éste sea, aproximadamente, de 0,5 g/L. Se introduce en unvaso de precipitados un volumen de 25 mL de disolución de KHSO3 (ob-tenido a partir del K2S2O5, tal y como se describe en la sección anterior),

58


se añaden unas gotas de disolución de fenolftaleína al 1 % y se adicionan25 mL de disolución de KIO3. Al cabo de unos segundos, se producirála oxidación del ion I−a I2 y la consiguiente aparición del color azul-negro, correspondiente al complejo iodo-almidón. Al añadir disolución deNaOH, el medio se vuelve alcalino, con lo que se producirá la reduccióndel iodo a ioduro, correspondiente a la reacción (*). El color correspon-diente al complejo desaparece, mientras que la fenolftaleína, incolora enmedio ácido, vira a color violeta.

Basándonos en lo anterior, podemos utilizar determinados indicado-res que presenten coloración en medio básico. Siguiendo las indicacionesdel trabajo de C. Durán y Mª Luisa Aguilar “Reacciones encadenadas:

del reloj de iodo al arco iris químico”, hemos utilizado los siguientes in-dicadores y mezclas de los mismos:

Color Indicador

Rojo 5 fenolftaleína + 2 p-nitrofenolNaranja 1 fenolftaleína + 5 p-nitrofenolAmarillo p-nitrofenolVerde 2 timolftaleína + 3 p-nitrofenolAzul timolftaleínaAñil 1 fenolftaleína + 1 timolftaleína

Violeta fenolftaleína

Como resultado, hemos obtenido la gama de colores que puede verseen la siguiente imagen:

Figura 1.42: El arco iris químico

59

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Qu%C3%ADmica%20y%20color.mp4


1.20. Una reacción cronometrada.

OBJETIVO: Comprobar que la oxidación del ion ioduro a iodo pormedio del peróxido de hidrógeno responde a una cinética de primer ordenrespecto a estos dos reactivos.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Al igual que en las secciones pre-cedentes, Cinética química: Una reacción reloj , y Negro más in-

coloro...¡violeta! , el procedimiento básico consiste en la oxidación delion ioduro a iodo pero, a diferencia del procedimiento anteriormente uti-lizado, en el que el ion ioduro se obtiene por reducción del ion iodatomediante el ion hidrogenosulfito, en esta reacción se aporta directamenteel ion ioduro, que es oxidado a iodo por medio del peróxido de hidrógeno,según la reacción:

2 I− +H2O2 + 2 H+ → I2 + 2H2O

que es de primer orden respecto a I− y H2O2, es decir, la velocidad vendrádada por la expresión v = K[I−][H2O2]

A su vez, el iodo formado es reducido a ion ioduro por el ion tiosulfato,según la reacción:

I2 + 2S2O2−3 → 2 I− + S4O

2−6

Cuando se agota el tiosulfato, el iodo molecular se combina con elion ioduro para formar el complejo I−3 que, al reaccionar con el almidón,produce el característico color azul oscuro. El tiempo necesario para laaparición de este color será el que tarde en agotarse el tiosulfato.

MATERIALES: Agua, almidón, ácido acético glacial, acetato desodio, ioduro de potasio, tiosulfato de sodio, peróxido de hidrógeno de 110volúmenes, vasos de precipitados, matraces erlenmeyer, placa calefactoray cronómetro.

PROCEDIMIENTO: Preparamos dos disoluciones, que denomina-remos A y B. La primera contiene ácido acético glacial y acetato de sodio(lo que da lugar a una disolución reguladora), almidón, ioduro de pota-sio y tiosulfato de sodio,mientras que la segunda contiene peróxido dehidrógeno diluido con agua.

Posteriormente, y a partir de cada una de las disoluciones iniciales,preparamos otras dos disoluciones, diluidas a la mitad y a la cuarta partede la concentración de la disolución inicial, tanto de A como de B. Así

60


pues, dispondremos de disoluciones de concentraciones respectivas cA,cA/2, cA/4, cB, cB/2 y cB/4 (siendo cA y cBlas concentraciones inicialesde las disoluciones A y B, respectivamente).

Mezclamos a continuación volúmenes iguales de las disoluciones A yB en todos los casos posibles, y medimos el tiempo que, en cada caso,tarda en aparecer el color azul. Los tiempos obtenidos en cada uno de losexperimentos quedan expresados en la siguiente tabla:

[A] [B] t (s)

cA cB 7,2cA cB/2 13,9cA cB/4 36,1

cA/2 cB 7,2cA/4 cB 7,9

Como consecuencia de los datos anteriores, podemos extraer las si-guientes conclusiones:

Cuando disminuimos a la mitad la concentración de la disolución B,el tiempo necesario para la aparición del color azul se hace aproxi-madamente el doble (salvo cuando la concentración de la disoluciónB es la cuarta parte de la inicial, en que el tiempo pasa a ser unascinco veces mayor, posiblemente debido a una incorrecta prepara-ción de la disolución de concentración cB/4).

Cuando disminuimos a la mitad y a la cuarta parte la concentra-ción de la disolución A, manteniendo constante la de B, el tiemponecesario para que aparezca el color azul es aproximadamente elmismo.

La primera de estas conclusiones está de acuerdo con el hecho de que lavelocidad sea de primer orden con respecto a la concentración de H2O2:Una disminución de la concentración a la mitad significa una disminu-ción a la mitad de la velocidad de reacción, y un tiempo doble para queaparezca la coloración. Por el contrario, una disminución a la mitad dela concentración de la disolución A debería, aparentemente, producir elmismo efecto que una disminución en la concentración de B. Sin em-bargo, esto no es así, puesto que la concentración de tiosulfato, presenteen la disolución A, disminuye a la mitad, a la vez que lo hace la con-centración del ion I−. De esta forma, una disminución a la mitad de la

61


velocidad de reacción, como corresponde a la disminución a la mitad dela concentración de I−, se compensa con que el tiempo necesario paraque se agote el tiosulfato se haga la mitad. La superposición de estos dosefectos hace que el tiempo necesario para la aparición del color azul seaaproximadamente el mismo, independientemente de la concentración dela disolución A.

62

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Una%20reacci%C3%B3n%20cronometrada.mp4


1.21. Combustión de una golosina.

OBJETIVO: Comprobar la combustión (que es una oxidación rápi-da de un combustible y un comburente) de la sacarosa de una golosinamediante el oxígeno que se desprende al calentar del clorato potásico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Las reacciones de oxidación se pue-de clasificar, según su velocidad de reacción, en: lentas, como la del hierro;rápidas, como las combustiones; e instantáneas, como las detonaciones.Lo que hoy vamos a experimentar es una combustión, que consiste enuna rápida reacción de oxidación entre un combustible y un comburente,esta reacción que se caracteriza por la emisión de luz y calor. En este casoel combustible será una golosina o un trozo de papel y el comburente, eloxígeno desprendido al calentar KClO3.

MATERIAL: Clorato potásico (KClO3), golosina o trozo de papel,tubo de ensayo, pinzas, mechero Bunsen.

(a) (b)

Figura 1.43: Combustión de una golosina

PROCEDIMIENTO: En el tubo de ensayo se pone con una espá-tula un poco de clorato potásico. A continuación, se enciende el mecheroBunsen y se calienta el clorato potásico, esperando a que se funda paraliberar todo su oxígeno. Cuando esto suceda, se vierte en el tubo en eltubo un trozo de golosina o papel. La reacción es inmediata al haberoxígeno en el tubo.

63


EXPLICACIÓN: Al calentar el clorato potásico se forma el clorurode potasio y se desprende oxígeno. Al introducir en el tubo un trozo degolosina, la sacarosa reacciona con el oxígeno en forma de combustión loque da lugar a la emisión de luz y calor. Las reacciones que tiene lugarson las siguientes:

2KClO3 → 2KCl + 3O2 liberación de oxígeno

C12H22O11 + 12O2 → 12CO2 + 11H2O combustión de la sacarosa

Otra llamativa reacción del clorato potásico se produce con la saca-rosa, siendo catalizada la reacción por el ácido sulfúrico. La mezcla desacarosa y clorato potásico, estable en las condiciones de trabajo, se infla-ma espontáneamente al añadirle una gota de ácido sulfúrico concentrado.

64

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Combusti%C3%B3n%20de%20una%20golosina.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Clorato.mp4


1.22. Oro, plata... y cobre.

OBJETIVO: Depositar cinc metálico sobre una superficie de cobremediante un proceso espontáneo, logrando de esta manera el “plateado”de una moneda de cobre y su posterior dorado por formación de unaaleación entre cobre y cinc.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Si construimos una célula galvánicaen la que uno de los electrodos es de cinc y el otro de cobre, con amboselectrodos introducidos en una disolución concentrada de NaOH, tendránlugar los siguientes procesos:

a) Electrodo de cinc : Zn + 2OH− + 2H2O → Zn(OH)2−4 +H2

Esta reacción está formada por las dos siguientes semirreacciones:

Zn + 4H2O− 2e− → Zn(OH)2−4 + 4H+

2H2O+ 2e− → H2 + 2OH−

b) Electrodo de cobre : [Zn(OH)4]2− + 2e− → Zn + 4OH−

Con lo que, el resultado neto, será una pérdida de masa en el electrodode cinc (ánodo) y una deposición de éste elemento en el electrodo decobre (cátodo). Para que el proceso tenga lugar, es preciso que amboselectrodos se encuentren en contacto directo o mediante un conductor.Si unimos ambos electrodos de esta última forma, intercalando un vol-tímetro, podremos medir la fuerza electromotriz de la célula galvánicaformada, tal y como puede verse en la siguiente imagen:

Figura 1.44: Pila galvánica

Una aplicación de lo anterior lo constituye el “plateado” de una mo-neda de cobre. Al depositarse el cinc metálico sobre la superficie de la

65


moneda, ésta toma un aspecto semejante a la plata. El desprendimientode hidrógeno que se produce en el electrodo de cinc puede observarse enla imagen que sigue:

Figura 1.45: Desprendimiento de hidrógeno

Si, posteriormente, calentamos la moneda, se formará una aleación decobre y cinc, conocida como latón, y cuyo color es dorado, lo que daríaa la moneda un aspecto de oro.

MATERIALES: Agua destilada, hidróxido de sodio, zinc en polvo,moneda cuya superficie externa sea de cobre, vaso de precipitados, placacalefactora, cables de conexión y polímetro.

Figura 1.46: Transformaciones de la superficie de cobre

PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolución concentrada deNaOH en agua y añadimos una pequeña cantidad de cinc en polvo, juntoa algunos trozos de dicho metal. Añadimos a continuación una moneda de

66


cobre, procurando que la moneda se encuentre en contacto con alguno delos trozos de cinc. Llevamos a ebullición y observamos que la superficie dela moneda se recubre de una sustancia de color plateado (cinc metálico).Lavamos con agua a continuación y, tras secar, colocamos la monedasobre la placa calefactora. Observaremos que, al cabo de poco tiempo,la superficie de la moneda ha adquirido un color dorado, debido a laformación de latón (aleación de cinc y cobre).

67

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Oro%2C%20plata...y%20cobre.mp4


1.23. El efecto Tyndall (Una puesta de solquímica).

OBJETIVO: Observar la variación en la intensidad de un rayo lu-minoso al atravesar una disolución en la que, por medio de una reacciónquímica, se produce una sustancia coloidal, en nuestro caso, el azufre.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Cuando un rayo de luz blanca atra-viesa una dispersión coloidal, podemos observar la trayectoria de la luz através de aquella, que se pone de manifiesto mediante el conocido como“cono de Tyndall”, que se forma debido a la dispersión de la luz por laspartículas coloidales. Este cono presenta un color azulado, debido a quela luz azul se dispersa en mayor medida que la luz roja (téngase en cuentaque ambos colores forman parte de la luz blanca). La luz transmitida através de la dispersión, que se proyectará sobre una pantalla, presenta-rá una tonalidad rojiza que irá oscureciéndose a medida que aumenta elnúmero de partículas de coloide. En la siguiente secuencia de imágenespodemos ver la variación con el tiempo de la luminosidad proyectadasobre una pantalla al atravesar un rayo luminoso una disolución de tio-sulfato de sodio a la que hemos añadido unas gotas de disolución diluidade ácido clorhídrico.

Figura 1.47: Variación de la luminosidad con el tiempo

La reacción producida es la siguiente:

Na2S2O3 + 2HCl−→ 2NaCl + SO2 + S + H2O

Podemos ver que al avanzar la reacción, se va formando mayor cantidadde partículas de azufre coloidal, lo que lleva consigo un enrojecimiento yoscurecimiento de la luz transmitida a través de la disolución. El efectoconseguido es similar al de una puesta de sol.

68


MATERIALES: Foco luminoso, lente convergente, vaso de precipi-tados, agitador magnético (no imprescindible), pantalla o superficie decolor blanco, agua destilada, HCl y Na2S2O3·5H2O.

Figura 1.48: Montaje experimental

PROCEDIMIENTO: Disolvemos 2 g deNa2S2O3·5H2O en aguadestilada hasta un volumen de 100 mL. Colocamos el vaso sobre un agi-tador magnético y ponemos éste en funcionamiento. A continuación, co-nectamos el foco luminoso e intercalamos la lente convergente entre él yel vaso que contiene la disolución. A continuación, añadimos al vaso unasgotas de disolución 1 M de HCl y observamos, tanto el cono de Tyndallen el seno de la disolución, como las características de la luz transmitidaa través de la disolución.

69

http://jpcampillo.es/onewebmedia/El%20efecto%20Tyndall.mp4


1.24. Deshidratación del azúcar por el ácidosulfúrico.

OBJETIVO: Observar cómo el ácido sulfúrico deshidrata rápida-mente el azúcar y lo convierte en carbón. Además de desprenderse unagran cantidad de gases, el carbón que se obtiene está lleno de burbujasde aire, por lo que aumenta mucho su volumen con respecto al del azúcarde procedencia.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La reacción que tiene lugar es lasiguiente:

C12H22O11 + 18H2SO4 → 6C + 6CO2 + 29H2O+ 12SO2 + 6SO3

La cantidad de azúcar comercial que hay que utilizar no es precisoque sea muy exacta.

Además de tratarse de una reacción exotérmica (se desprende muchocalor), hay que tener en cuenta las precauciones a tomar en la utilizaciónde sustancias peligrosas ( en nuestro caso, el ácido sulfúrico). Este ácidoes tóxico y muy corrosivo, por lo que debe manipularse con cuidado.También deberá tenerse en cuenta el desprendimiento de humos nocivos,por lo que la reacción se realizará en lugar ventilado o en vitrina de gases.

Figura 1.49: Proceso de deshidratación del azúcar

MATERIAL: Dos vasos de precipitados de 50 mL, probeta de 100

70


mL, varilla agitadora, vitrina de gases ( en caso de no realizarse el expe-rimento en un recinto ventilado).

PROCEDIMIENTO: El procedimiento será el siguiente: Se llenala tercera parte de un vaso de precipitados de 50 mL con azúcar y sehumedece con unas gotas de agua. Se coloca el vaso en una vitrina degases o en un lugar muy ventilado. Se miden con la probeta 25 mL deácido sulfúrico concentrado y se añade al vaso. Se agita con una varillahasta que se mezclen bien el ácido y el azúcar. Se retira la varilla y seobserva lo que ocurre al cabo de un minuto, aproximadamente.

71

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Deshidratacion%20del%20az%C3%BAcar.mp4


1.25. Una reacción oscilante.

OBJETIVO: Realizar en la práctica la reacción de Briggs - Raus-cher, caracterizada por tratarse de una reacción en dos etapas que semanifiesta en el cambio de color entre ámbar y azul muy oscuro, cadaciertos intervalos de tiempo.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La reacción de Briggs-Rauscher,que puede ser representada de la forma siguiente:

IO3− + 2H2O2 + CH2(COOH)2 + H+ → ICH(COOH)2 + 2O2 + 3H2O

tiene lugar en dos etapas: en la primera, el IO−

3 reacciona con el H2O2 paradar HIO por dos diferentes mecanismos: uno radical y otro no radical.En la segunda, el HIO producido reacciona con el CH2(COOH)2 paraproducir ICH(COOH)2. Esta segunda etapa condiciona que la primerase produzca por el mecanismo radical o el no radical. Cada uno de estosprocesos provee las condiciones favorables para que se produzca el otro,lo que se traduce en una reacción que oscila entre ambos mecanismos.La explicación detallada de la reacción está fuera del objetivo de estelibro, por lo que nos limitaremos a hacer constar que el color ámbar sedebe a la formación de I2, mientras que el color azul oscuro se debe a laformación del complejo del almidón con el I−3 (formado al reaccionar elI2 con el I−.

MATERIAL: Vasos de precipitados, agitador magnético, iodato depotasio, ácido malónico, ácido sulfúrico, sulfato de manganeso (II) mo-nohidratado, peróxido de hidrógeno, almidón soluble y agua destilada.

Figura 1.50: Fases de la reacción de Briggs-Rauscher

PROCEDIMIENTO: Preparamos en primer lugar tres disolucio-nes: la primera, que etiquetaremos como disolución A, tiene una concen-tración 0,2 M en KIO3 y 0,077 M en H2SO4. La segunda (disolución B)

72


es 0,15 M en ácido malónico, CH2(COOH)2 y 0,02 M en MnSO4, con laadición de almidón soluble hasta una concentración de 4 g/L. Al prepa-rar esta disolución B hemos obtenido los mejores resultados en lo que serefiere a turbidez, disolviendo previamente el almidón en agua caliente ycon agitación y añadiendo posteriormente el ácido malónico y el sulfatode manganeso. La tercera (disolución C) es 4 M en H2O2. Se vierten lasdisoluciones A y B en un vaso de precipitados y se coloca éste sobre unagitador magnético introduciendo previamente en el vaso el imán queproducirá la agitación. Cuando pongamos en funcionamiento el agitador,de forma que se produzca un vórtice notable en el líquido, se añade ladisolución C. Observaremos entonces que la disolución pasa de incolora aámbar y, casi inmediatamente, a un color azul muy oscuro, repitiéndoseeste ciclo a intervalos inicialmente más o menos regulares, aumentandogradualmente el intervalo para que se produzca el cambio de color. Alcabo de unos minutos, la disolución queda de un color azul oscuro, sinproducirse nuevos cambios de color, lo que indica el fin de la reacción alhaberse consumido el KIO3 o el ácido malónico.

73

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20oscilante%20de%20Briggs-Rauscher.mp4


1.26. Pasta de dientes gigante

(Descomposición del peróxido de hidrógeno catalizada por

ioduro potásico)OBJETIVO: Descomponer el peróxido de hidrógeno en agua y oxí-

geno, aumentando la velocidad de la reacción mediante un catalizador:el ioduro de potasio.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Un catalizador es una sustancia ca-paz de aumentar la velocidad (catalizador positivo) o disminuirla (cata-lizador negativo o inhibidor) de una reacción química, sin provocar lareacción.

En las reacciones en las que se emplea un catalizador no es necesarioañadir una gran cantidad de éste, puesto que su función no dependede la cantidad. Además, toda reacción catalizada cumple dos requisitosfundamentales:

El catalizador no participa en la reacción (no está presente en laestequiometría de la reacción ni es uno de los productos).

El catalizador se recupera al final de la reacción.

La descomposición del peróxido de hidrógeno en agua y oxígeno, a pe-sar de ser el peróxido de hidrógeno una sustancia relativamente establea temperatura ambiente, es catalizada por numerosas sustancias, entreotras, se encuentra el anión I−. La luz también favorece la descomposi-ción del peróxido de hidrógeno, por lo que se debe conservar en envasesopacos.

Si hacemos reaccionar el peróxido de hidrógeno con una disolución deioduro de potasio, se producirá la reacción del peróxido. Esta reacciónlibera una gran cantidad de energía además de ser muy rápida.

2 H2O2(aq)I−→ 2 H2O+O2

Si en el medio de reacción añadimos jabón líquido, el oxígeno des-prendido formará con éste una gran cantidad de burbujas, dando lugar auna pasta abundante con apariencia de espuma. Por este motivo, a estareacción se le llamó jocosamente “pasta de dientes para elefantes ”.

REACCIONES: Las reacciones que tiene lugar son las siguientes:

H2O2 + I− → IO− +H2O

74


IO− +H2O2 → I− +H2O+O2

Reacción molecular global:

2 H2O2(aq) → 2 H2O (l) + O2(g)

La pasta final adquiere un color amarillento debido a que una partedel I−se consume, transformándose en iodo.

MATERIAL: Peróxido de hidrógeno (al 30 %), ioduro de potasio,jabón líquido, cristalizador grande, probeta de 500 ml, pipeta graduadaprovista de pera de succión y varilla de vidrio.

PROCEDIMIENTO: Colocar la probeta de 500 ml dentro del cris-talizador grande, éste servirá de protector para evitar que se manche lamesa. Medir 15 ml de peróxido de hidrógeno de 100 volúmenes con unapipeta provista de pera de succión, y verterlos a la probeta grande. Aña-dir a ésta 3 ml de jabón líquido y remover con una varilla de vidrio.Finalmente, añadir 1,5 g de ioduro de potasio disuelto en agua desti-lada a la probeta; en seguida aparecerá el producto formado que saleverticalmente hacia arriba.

Figura 1.51: “Pasta de dientes”

EXPLICACIÓN: La reacción de descomposición del H2O2 en presen-cia del catalizador KI transcurre de una forma muy rápida, formándoseoxígeno gas, que con el lavavajillas añadido forma una pasta blanca deburbujas.

El KI es un catalizador porque sólo aumenta la velocidad de la reac-ción, no se gasta como reactivo, sin embargo, una pequeña parte del ion

75


ioduro se oxida a iodo molecular que, a su vez, reacciona con el ion ioduropara dar ion triioduro según la reacción:

I2 + I− → I−3

La presencia del ion I−3 se pone de manifiesto por la aparición de unacoloración marrón, característica del I−3 .

Deben protegerse las manos con guantes porque el peróxido de hi-drógeno es un oxidante fuerte. La reacción es muy exotérmica y se debetener cuidado con el calor desprendido.

76

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Pasta%20de%20dientes%20gigante.mp4


1.27. Hielo instantáneo.

OBJETIVO: Observar cómo puede cristalizar un líquido, simple-mente tocándolo con el dedo o al verterlo en un recipiente.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Se denomina solubilidad de unasustancia a la máxima cantidad de aquella que se puede disolver en unvolumen determinado de disolvente a una temperatura dada. Cuando sealcanza la máxima cantidad de soluto en una disolución a una tempera-tura determinada, decimos que la disolución está saturada. Para disolveruna mayor cantidad de soluto en esta disolución saturada, podemos ca-lentarla, ya que la solubilidad aumenta con la temperatura para muchassustancias. Al enfriar la disolución, esta contendrá una mayor cantidad desoluto que la que le correspondería a la temperatura a la que se encuentre.Decimos entonces que la disolución es sobresaturada, caracterizándose es-ta disolución por su inestabilidad.

El acetato de sodio (CH3COONa) es una sustancia sólida blanquecinacuya solubilidad en agua es de 47 g/100 ml a temperatura ambiente.Al calentar la disolución, podemos disolver mayor cantidad de soluto y,al enfriarla, quedará una disolución sobresaturada en la cual, cualquierligero movimiento hará que el soluto cristalice, pareciendo que se formahielo.

Este proceso es exotérmico, esto es, se desprende calor, por lo que, in-troducida la disolución en una bolsa impermeable, se puede utilizar paracalentar bebidas o sopa (con esta finalidad es utilizada por los montañe-ros). Es reutilizable una y otra vez, simplemente hirviendo y enfriandola bolsa.

El acetato de sodio puede obtenerse a partir del bicarbonato sódicoy el vinagre (disolución de ácido acético) según la reacción:

NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + CO2 +H2O

MATERIALES: Acetato de sodio, agua, tres vasos de precipitados(o una cacerola), una placa de Petri, un agitador y una nevera.

PROCEDIMIENTO: Se calienta el agua en el vaso de precipitadoso cacerola. Cuando rompe a hervir, echar el acetato y mover para que sevaya disolviendo. Echar una cantidad bastante superior a la de saturacióna temperatura ambiente (47 g/100 ml de agua). Se puede añadir todo elacetato que pueda disolverse. Cuando esté bien disuelto se pone en un

77


vaso y se enfría en la nevera. Una vez frío, se vierte en otro recipiente, obien se agita o se toca con un dedo para conseguir la cristalización.

Figura 1.52: Cristalización del acetato de sodio

78

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Disoluciones%20sobresaturadas.mp4


1.28. Extracción del yodo.

OBJETIVO: Comprobar que la distinta solubilidad de una sustanciaen dos disolventes permite la separación parcial de dicha sustancia deldisolvente en que la solubilidad es menor.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La extracción puede ser definidacomo la transferencia de una sustancia desde una fase líquida A a otrafase líquida, B. Se trata, por tanto, de un método que nos permite retirarparcialmente un soluto disuelto en un disolvente, al añadir un segundodisolvente, no miscible con el primero, en el que el soluto presenta unamayor solubilidad que en aquel. Para ambos disolventes, existe una re-lación entre las concentraciones de soluto en cada uno de ellos, a unatemperatura dada, que podemos expresar de la forma:

[S]1[S]2

= Kr

siendo [S]1 y [S]2, las concentraciones del soluto en los disolventes 1 y 2,respectivamente, y Kr, una constante denominada coeficiente de reparto.En nuestro caso, podremos escribir la siguiente igualdad:

[I2]1[I2]2

= Kr

siendo [I2]1 y [I2]2 las concentraciones de I2 en diclorometano y en agua,respectivamente.

Figura 1.53: Extracción del yodo

79


MATERIALES: Cloruro sódico, yodo en escamas, diclorometano,agua destilada, matraz erlenmeyer, embudo de decantación, soporte yaro con nuez.

PROCEDIMIENTO: Inicialmente se realizará en un matraz erlen-meyer una disolución de cloruro sódico en agua. A dicha disolución seañadirán unos cristales de yodo, que se intentarán disolver en la aquella,mediante agitación. Esto permite observar la escasa solubilidad del yodoen agua (no así el cloruro sódico, que se disuelve fácilmente), observán-dose una ligera coloración amarillenta en la disolución, que es uno de losobjetivos que se pretenden con esta experiencia. A continuación, se intro-duce la disolución (sin los cristales de yodo no disueltos) en un embudode decantación, añadiendo diclorometano al mismo. Después de agitar,se comprobará que se forman dos fases líquidas inmiscibles y claramentediferenciadas por su color: una incolora y otra más densa, de color rosaintenso. Estas fases corresponden, la incolora a la fase acuosa con el clo-ruro sódico, y la rosa intensa al yodo extraído de la disolución inicial porel diclorometano (la más densa). Tras dejar reposar unos minutos, sepa-raremos las dos fases mediante la llave del embudo de decantación. Porúltimo, se planteará al público el problema de cómo separar las disolucio-nes y se mostrará la eficacia y “originalidad” del embudo de decantación,haciendo hincapié en la importancia que los utensilios de laboratoriotienen en las experiencias químicas, y que sus formas, aparentementeextrañas o caprichosas, tienen una función concreta y eficaz.

80


1.29. Sublimación del yodo.

OBJETIVO: Observar la transformación del yodo en estado sólidoa estado gaseoso, sin pasar por el estado líquido.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La sublimación o volatilización esel proceso en el que se produce un cambio de estado de la materia desde elestado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido. El proceso inver-so (paso directo de gas a sólido) se denomina sublimación inversa. Esteproceso se produce porque algunas de las moléculas del sólido puedenexperimentar un intenso movimiento de vibración, de forma que puedenvencer a las fuerzas de cohesión y escapar en forma de moléculas gaseo-sas . El proceso de sublimación se produce para sustancias que poseanuna elevada presión de vapor como el yodo,naftaleno, etc, y puede serrepresentado mediante el siguiente esquema:

I2(sólido)sublimación

→ I2(gas)vidrio frío

→ I2 (cristales)

(a) Sublimación del yodo (b) Cristales de yodo

Figura 1.54: Sublimación del yodo

MATERIAL: Vaso de precipitados, vidrio de reloj, mechero Bunsen,yodo en escamas, soporte, nuez, aro, rejilla y cloruro sódico.

PROCEDIMIENTO: Se trata de mostrar que hay sustancias sóli-das que se diferencian de otras porque subliman fácilmente al aumentar

81


la temperatura. Para ello se mezclan dos sustancias sólidas: el clorurosódico y el yodo (sólido) y se calientan en un vaso de precipitados conun vidrio de reloj encima, conteniendo éste último agua fría en su partesuperior para mantener frío el vidrio. Se pone el vaso de precipitados acalentar y, después de dos minutos de calentamiento, se observa la for-mación de vapores violáceos de sublimación del yodo, que los alumnosharán observar al público. Observarán que al cloruro sódico, que era elotro compuesto, no le ocurre nada. Estos vapores, en contacto con elvidrio de reloj (frío por el agua colocada encima), experimentan el fe-nómeno de la sublimación inversa, cristalizando de nuevo y formándosepequeños cristales que quedan adheridos al vidrio de reloj en forma deagujas similares a las estalactitas, que los alumnos mostrarán al público,cediéndolo para su observación directa.

En las paredes del vaso de precipitados también se puede observar laformación de estos cristales de yodo.

82

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Sublimaci%C3%B3n%20I2.mp4


1.30. Sublimación del ácido benzoico.

OBJETIVO: Comprobar que el ácido benzoico, que es un polvocristalino de color blanco, al ser calentado a una temperatura cercana alos 100º C sublima, pasando al estado de vapor. Cuando este vapor esenfriado, el ácido benzoico solidifica de nuevo.

FUNDAMENTO TEÓRICO:La sublimación es el proceso por el cual una sustancia pasa de estado

sólido a gaseoso sin pasar por el estado líquido, al alcanzarse una deter-minada temperatura. Cuando esta temperatura disminuye, el proceso seinvierte (sublimación regresiva o inversa) y de nuevo el vapor se depositacomo sólido.

El proceso de sublimación se produce en sustancias que poseen unaelevada presión de vapor, tales como el ácido benzoico, iodo, hielo seco,etc. Según la teoría cinética de las partículas, algunas de las moléculas deestos sólidos vibran a gran velocidad, venciendo las fuerzas de cohesiónentre ellas y escapando como moléculas gaseosas. En la sublimación re-gresiva el proceso es el inverso: al chocar las moléculas gaseosas contra lasuperficie de un sólido, pueden quedar retenidas, de forma que el sólidoes regenerado.

El equilibrio, que tiene lugar cuando las velocidades respectivas desublimación y sublimación regresiva son iguales, viene determinado porla presión de vapor, que depende de la naturaleza del sólido, y de latemperatura. El equilibrio se representa en el siguiente esquema:

Figura 1.55: Equilibrio sólido-gas para el ácido benzoico

MATERIAL:Ácido benzoico, vaso de precipitados, trípode, rejilla, mechero Bun-

sen, ramas secas, vidrio de reloj y tapón de corcho.PROCEDIMIENTO:Elaborar un árbol con las ramas secas (utilizar alambre si es nece-

sario), de un tamaño que permita que quepa en el recipiente de vidrio

83


(vaso de precipitados). Clavar este “pequeño árbol” en un tapón de cor-cho, así, aquel tendrá una base firme.

Se coloca el árbol con la base de corcho en el recipiente resistente alcalor y, alrededor de la base, se dispersa uniformemente el ácido benzoico.Encima se coloca un vidrio de reloj con agua fría.

A continuación, se pone sobre la rejilla y el trípode el montaje anteriory se calienta. Cuando se ha evaporado casi todo el ácido benzoico, seapaga el mechero Bunsen.

Figure 1.56: Sublimación inversa del ácido benzoico

EXPLICACIÓN:El ácido benzoico es una sustancia que presenta una elevada presión

de vapor (133 Pa a 96º C) por lo que sublima a la temperatura de 100ºC, pasando directamente de sólido a vapor. Las moléculas del ácidobenzoico vaporizado en contacto con la superficie sólida del vidrio de relojcon agua, experimentan el proceso de sublimación regresiva o inversa,depositándose sopbre las ramas del árbol en forma de “nieve”.

84

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Sublimaci%C3%B3n%20del%20%C3%A1cido%20benzoico.mp4


1.31. Separación de los componentes de unamezcla por cromatografía en papel.

OBJETIVO: Separar los componentes de la mezcla de la tinta deun bolígrafo o rotulador mediante la cromatografía en papel de filtro.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La cromatografía es una técnica deseparación de sustancias que permite identificar y, en su caso determinarlas cantidades de dichas sustancias en una mezcla. Todos los tipos de cro-matografía tiene en común la existencia de dos fases: una móvil, formadapor un fluido, y otra estacionaria (sólido o líquido fijado sobre un sólido).Los componentes de la mezcla se desplazan con diferentes velocidadesa lo largo de la fase estacionaria, lo que provoca su separación. Dentrode los distintos tipos de cromatografía, hemos elegido por su sencillez lacromatografía en papel. En esta técnica, que tiene un carácter cualitati-vo, se utiliza papel de filtro como medio estacionario y, en nuestro caso,etanol como fase móvil. La muestra cuyos componentes queremos separar(una mancha de tinta, en nuestro experimento) se coloca sobre la faseestacionaria, introduciendo ésta en la fase móvil. Por un proceso de ca-pilaridad, en el que el papel succiona el etanol, se produce la separaciónde los pigmentos que componen una tinta comercial.

MATERIALES:

Etanol.

Vaso de precipitados.

Papel poroso (tira de papel de filtro).

Rotuladores o bolígrafos de distintos colores.

Soporte y pinzas.

PROCEDIMIENTO: Se recorta una tira de papel de filtro de unoscuatro centímetros de ancho y que sea un poco más larga que la alturadel vaso de precipitados. Se sujeta con una pinza metálica un extremode la tira de papel a un soporte. Cerca de un extremo del papel (a unos2-3 cm) se dibuja una mancha con un rotulador o bolígrafo. Se poneetanol en el vaso de precipitados hasta una altura aproximada de 1 cm.Se puede comprobar que el alcohol, al ascender a lo largo de la tira,

85


arrastra consigo los distintos pigmentos que contiene la mancha de tinta.Como no todos son arrastrados con la misma velocidad, al cabo de unrato se pueden apreciar unas franjas de colores.

Figura 1.57: Cromatografía en papel de filtro

86

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Cromatograf%C3%ADa.mp4


1.32. La llama verde del metanol.

OBJETIVO: Comprobar que, al reaccionar el metanol (el alcoholmás sencillo que existe) con el ácido bórico, se produce un éster con unapreciosa llama verde, que sirve para diferenciar el metanol del etanol.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El metanol, un alcohol que estápresente junto al etanol (el normal) en muchas bebidas alcohólicas, tieneapariencia y olor similares al etanol, pero su ingestión produce ceguerairreversible y unos 7 gramos pueden causar la muerte. A este alcohol,para poder diferenciarlo del etanol, se le añade ácido bórico y se le prendefuego. El metanol produce un éster (borato de trimetilo) que arde conuna característica llama verde y que pondrá en evidencia la presenciade éste en las bebidas alcohólicas. Si el ensayo se realizara únicamentecon etanol, también aparecería en la llama el color verde (característicodel boro), pero la llama tendría un aspecto algo diferente al de la que seobtendría utilizando metanol, tal y como se puede ver en las siguientesimágenes:

(a) Llama del metanol (b) Llama del etanol

Figura 1.58: Ensayos con metanol y etanol

La reacción de esterificación para el metanol es la siguiente:

3CH3OH+H3BO3 → B(OCH3)3 + 3H2O

MATERIAL: Tubo de ensayo, pinzas, CH3OH, H3BO3

PROCEDIMIENTO: Echamos en un tubo de ensayo un poco deácido bórico y añadimos 5 o 6 mililitros de metanol. Después, y ayudán-donos con unas pinzas, exponemos el tubo de ensayo al fuego hasta que

87


aparezca una llama verde, llevando la precaución de retirarlo inmediata-mente para evitar que la llama se haga demasiado grande.

88

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Llama%20verde%20del%20metanol.mp4


1.33. El Principio de Le Chatelier.

OBJETIVO: Observar como el desplazamiento del equilibrio cromato-dicromato por acción de un ácido o una base puede ser observado me-diante un cambio de color en la disolución empleada.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El Principio de Le Chatelier puedeser enunciado de la siguiente forma:”Cuando en una reacción química

en equilibrio se produce un cambio en alguno de los factores de los que

depende, la reacción se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar

dicho cambio”. De esta forma, si consideramos el equilibrio:

aA + bB ⇋ cC + dD

cuya constante Kc es:

Kc =[C]c [D]d

[A]a [B]b

veremos que, si por ejemplo, aumentamos la concentración de D, el sis-tema evoluciona de forma que el equilibrio tiende a desplazarse hacia laizquierda (formación de A y B), con el fin de que la constante de equi-librio mantenga su valor original. En nuestra práctica, haremos uso deldiferente color que presentan dos disoluciones de cromato potásico (ama-rillo) y dicromato potásico (naranja) para ver el desplazamiento en unou otro sentido.

El equilibrio cromato-dicromato viene representado por la siguientereacción:

2CrO2−4 + 2H+

⇋ Cr2O2−7 +H2O

donde, como puede verse, el ion cromato en medio ácido pasa a ion di-cromato. Si añadimos un ácido, al aumentar la concentración de uno delos reactivos (concretamente, el H+), el equilibrio tenderá a desplazarsehacia la derecha, es decir, hacia la formación de ion dicromato y agua.La disolución, inicialmente de color amarillo debido al ion cromato, pasaa color naranja, característico del dicromato.

Si, por el contrario, añadimos una base, hacemos que disminuya laconcentración de H+, con lo que el equilibrio tiende a desplazarse haciala izquierda (formación de cromato), con lo que el color de la disolucióncambia de naranja a amarillo.

MATERIAL: disoluciones de cromato potásico, dicromato potásico,ácido sulfúrico e hidróxido de sodio (estas dos últimas concentradas) ytubos de ensayo o cápsulas Petri.

89


PROCEDIMIENTO: Tomamos dos tubos de ensayo, uno de ellosconteniendo disolución de cromato potásico y el otro disolución de dicro-mato potásico. Al primero le añadimos unas gotas de disolución de ácidosulfúrico, mientras que al segundo le añadimos disolución de hidróxidode sodio. Observaremos el cambio de color que se produce en cada unode los tubos.

Figura 1.59: Transformaciones cromato-dicromato

90

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Equilibrio%20cromato-dicromato.mp4


1.34. Dos factores que afectan al equilibrio :Concentración y temperatura.

OBJETIVO: Observar cómo una variación de temperatura o de laconcentración de alguna de las sustancias en un sistema en equilibrioprovoca la alteración de éste.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Tal como se mencionaba en el apar-tado anterior, El Principio de Le Chatelier , cuando en una reacciónquímica en equilibrio se produce un cambio en alguno de los factoresde los que depende, la reacción se desplaza en el sentido que tienda acontrarrestar dicho cambio. Vamos a ver en esta práctica de qué formaafecta al equilibrio una variación de la concentración de iones amonio ode la temperatura para la reacción:

NH3 +H2O ⇋ NH+4 +OH− ∆H0 < 0

La constante de equilibrio para esta reacción vendrá dada por:

Kb =[NH+

4 ][OH−]

[NH3]

a) Efecto de la temperatura: Al ser exotérmico el proceso de disolucióndel amoniaco en agua, cuando se calienta el sistema, en aplicación delPrincipio de Le Chatelier, el equilibrio tiende a desplazarse en el sentidoen que la reacción sea endotérmica, es decir, hacia la izquierda. Se pro-ducirá por tanto una disminución de la concentración de iones OH−y laconsecuente disminución del pH.

Figura 1.60: Evolución de la coloración al calentar

91


Si a la disolución de NH3 se le han añadido unas gotas de fenolftaleína,aquella tomará inicialmente un color rosado, que irá desapareciendo alcalentar (a valores inferiores de pH, la fenolftaleína se vuelve incolora).Cuando enfriemos la disolución, el color rosado inicial reaparecerá, aldesplazarse el equilibrio en el sentido de la reacción exotérmica.

b) Efecto de la concentración: Como puede verse en la expresión dela constante de equilibrio, una variación en la concentración de ionesNH+

4 provocaría un desplazamiento del equilibrio hacia el primer miem-bro, de forma que el valor de Kb se mantenga. Esto implica una disminu-ción de la concentración de iones OH−y la consiguiente disminución delpH. Si a la disolución de amoniaco se le han añadido, como en el casoanterior, unas gotas de fenolftaleína, observaremos que al añadir unoscristales de cloruro amónico y agitar, se pierde el color de aquella.

Figura 1.61: Efecto de la adición de NH4Cl

La posterior adición de disolución de amoniaco provocará que el equi-librio se desplace ahora hacia la derecha, regenerándose el color inicial dela fenolftaleína.

MATERIAL: Vasos de precipitados, cápsula Petri, calefactor eléc-trico, varilla de vidrio, agua, amoniaco, cloruro amónico y disolución defenolftaleína.

PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolución de NH3 con lasuficiente concentración que permita ver el color rosado de la fenolftaleí-na al añadir a la disolución unas gotas de este indicador. En el primerexperimento, ponemos en un vaso de precipitados una cierta cantidad deesta disolución y calentamos hasta que el color de la fenolftaleína quedebastante atenuado. A continuación, introducimos el vaso de precipitados

92


en un baño de agua fría y observaremos cómo se regenera el color inicialde la fenolftaleína.

En el segundo experimento, colocamos en la cápsula de Petri unapequeña cantidad de disolución de amoniaco con fenolftaleína. Añadi-mos a continuación unos cristales de cloruro amónico y removemos conuna varilla. Al hacer esto, observaremos cómo el color inicial desapare-ce, quedando incolora la disolución. Para regenerar el color, bastará conañadir una cierta cantidad de disolución de amoniaco, que dependerá dela cantidad de cloruro amónico que hayamos añadido previamente.

93

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Factores%20que%20afectan%20al%20equilibrio%20qu%C3%ADmico%20%20Concentraci%C3%B3n.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Factores%20que%20afectan%20al%20equilibrio%20qu%C3%ADmico%20%20Temperatura.mp4


1.35. Equilibrio NO2/N2O4.

OBJETIVO: Observar la influencia de la temperatura en el equili-brio NO2/N2O4.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Si hacemos reaccionar el ácido ní-trico con el cobre, se producirá dióxido de nitrógeno, según la reacción:

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

El dióxido de nitrógeno obtenido se dimeriza parcialmente según el equi-librio:

2NO2 ⇋ N2O4

Con unas constantes de equilibrio:

Kc =[N2O4]

[NO2]2y Kp =

pN2O4

p2NO2

El dióxido de nitrógeno se observa como unos vapores de color pardo-rojizo, mientras que el tetraóxido de dinitrógeno es incoloro. Cualquiervariación de la concentración (o de la presión parcial) de un reactivo oproducto, se pondrá de manifiesto por un cambio en la tonalidad de lamezcla de gases.

Otra forma de desplazar el equilibrio en uno u otro sentido viene dadaen función de las características termoquímicas de la reacción. La ecua-ción termoquímica para el equilibrio escrito anteriormente es la siguiente:

2NO2 ⇋ N2O4 ∆H0 = −56, 9 kJ

Con lo que podemos apreciar que se trata de una reacción exotérmica.Por aplicación del Principio de Le Châtelier, al suministrar calor a unareacción exotérmica, el equilibrio tenderá a desplazarse en el sentido enque la reacción sea endotérmica, es decir, hacia la formación de NO2.Por el contrario, si enfriamos, el equilibrio se desplazará en el sentidode la reacción exotérmica, esto es, hacia la formación de tetraóxido dedinitrógeno. En el primer caso, al aumentar la concentración de NO2, elgas contenido en el tubo de ensayo tenderá a oscurecerse, sucediendo locontrario en el segundo caso.

MATERIAL: Agua, hielo, cloruro sódico, cobre metálico, ácido ní-trico, tubos de ensayo, termómetros, vasos de precipitados y calefactoreléctrico.

94


PROCEDIMIENTO: Preparamos una mezcla frigorífica con hieloy cloruro sódico. Por otra parte, ponemos un vaso de precipitados conagua a calentar. En tres tubos de ensayo colocamos una pequeña cantidadde cobre metálico y le añadimos un exceso de ácido nítrico. Observaremosel cambio de coloración del ácido nítrico, que tomará un color verdedebido a la formación de nitrato de cobre (II). A la vez, se observa laformación de vapores rojizos de dióxido de nitrógeno.

Figura 1.62: Equilibrio NO2/N2O4

Tomamos ahora dos de estos tubos de ensayo e introducimos uno deellos en la mezcla frigorífica, y el otro en el vaso que contiene agua calien-te. Al cabo de unos minutos, veremos como el primero de ellos adquiereuna tonalidad más clara, mientras que el gas contenido en el tubo in-troducido en agua caliente se oscurece. El tercero de ellos se mantiene atemperatura ambiente, con el fin de comparar las variaciones experimen-tadas por los otros dos con el estado inicial.

Una forma de comprobar el carácter reversible del equilibrio es intro-ducir el tubo previamente colocado en agua caliente en la mezcla frigo-rífica, introduciéndose el otro tubo en el baño de agua caliente. Con elpaso del tiempo observaremos como el tono del primero de los tubos seaclara, intensificándose el del segundo.

95

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Equilibrio%20di%C3%B3xido%20de%20nitr%C3%B3geno%20tetra%C3%B3xido%20de%20dinitr%C3%B3geno.mp4


1.36. Formación de precipitados.

OBJETIVO: Comprobar la formación de especies insolubles al mez-clar disoluciones de aniones y de cationes. Dichas especies insolubles (pre-cipitados) presentan colores característicos, dependiendo del anión y elcatión que los formen.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Determinadas sales son bastantesolubles en agua, pero al mezclar una disolución que contenga un deter-minado catión (ion positivo) Aa+, con otra que contenga otro determina-do anión (ion negativo) Bb–, puede producirse una reacción química, enla que el anión y el catión den lugar a una especie difícilmente soluble enagua. Se produce entonces un precipitado, que poseerá distinto color, enfunción del anión y del catión que lo formen.

Al producto de las concentraciones de cada uno de los iones en la diso-lución, elevado a su respectivo coeficiente estequiométrico, se le denominaproducto de solubilidad, Kps. Cuanto más insoluble sea la sustancia, me-nor será su producto de solubilidad. Así, los productos de solubilidad delPbI2 y del PbCO3, serán, respectivamente:

Kps(PbI2) =[

Pb2+] [

I−]2

= 7 · 10−9

Kps(PbCO3) =[

Pb2+] [

CO32−]

= 6, 3 · 10−14

En esquema, las reacciones de disociación iónica y la de precipitación,pueden ser representadas de esta forma:

Anión YbBy → b Yy+ + y Bb−

Catión AxXa → x Aa+ + a Xx−

Precipitado Aa+ + Bb− → AbBa ↓

Siendo Xx− e Yy+ los denominados iones espectadores, que no inter-vienen en la reacción, mientras que AbBa ↓ representa el precipitado.

MATERIAL: Disoluciones que contengan los iones Ag+, Pb2+, Fe2+,CO3

2–, OH–, I–, Cu2+, Ni2+ y Cl–

PROCEDIMIENTO:Se mezclan pequeños volúmenes de los aniones y cationes que se in-

dican observándose el color del precipitado obtenido en cada caso.

96


Figura 1.63: Precipitados

Compuesto ColorAg2CO3 AmarilloAgCl BlancoAgI Amarillo

Ag2CrO4 RojoPbCO3 BlancoPbI2 Amarillo

Fe(OH)2 Verde-PardoCuCO3 · Cu(OH)2 Azul verdoso

NiCO3 Verde

REDISOLUCIÓN DE LOS PRECIPITADOS.

Una vez formados los precipitados, se trata ahora de redisolverlos.Para ello emplearemos los siguientes reactivos:

Compuesto Se redisuelve conAg2CO3 NH3 (aq), Na2S2O3

AgCl NH3 (aq)AgI Na2S2O3

Ag2CrO4 NH3 (aq)PbCO3 H2SO4

PbI2 NaOH, KI (conc.)Fe(OH)2 H2SO4, NH4Cl

CuCO3 · Cu(OH)2 NH3

NiCO3 (NH4)2CO3

97


En las siguientes imágenes podemos ver la secuencia de la precipi-tación del al añadir amoniaco a una disolución de sulfato de cobre (II)(imagen izquierda), el comienzo de la redisolución del precipitado al aña-dir mayor cantidad de NH3 (imagen central) y la total redisolución deaquel, por formación del complejo Cu(NH3)4

2+ al añadir exceso de amo-niaco (imagen derecha).

Figura 1.64: Precipitación y redisolución del hidróxido de cobre

98

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Precipitados.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Redisolucion.mp4


1.37. La lluvia de oro.

OBJETIVO: Observar la formación de escamas doradas de PbI2procedentes de un precipitado previo de dicha sustancia.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La base teórica de este experimen-to se encuentra en la sección anterior, “Formación de precipitados”. Lanovedad de este experimento respecto al realizado con anterioridad, re-side en el enfriamiento rápido de la disolución que contiene el PbI2, loque provoca que este precipite con un aspecto distinto al que presentacuando se produce el precipitado a temperatura ambiente.

MATERIAL: disoluciones de yoduro de potasio y nitrato de plomoen frascos con cuentagotas, tubos de ensayo, vaso de precipitados, hieloy mechero bunsen.

PROCEDIMIENTO: La práctica denominada “lluvia de oro” con-siste, en primer lugar, en producir una sustancia sólida a partir de diso-luciones de sustancias solubles y después de disolverla por calentamiento,precipitarla de nuevo como “lluvia de oro”. Para ello, inicialmente se pre-paran en sendos vasos de precipitados disoluciones diluidas de yoduropotásico y de nitrato de plomo (II), resaltándose que ambas son inco-loras. A continuación, se mezclan ambas en un tubo de ensayo con uncuentagotas (uno para cada disolución) y se observa la formación de unprecipitado amarillo intenso (sustancia sólida) de yoduro de plomo (II)(sustancia muy insoluble en agua), que provocará un cierto “asombro”.La reacción es la siguiente:

Pb2+ + 2I− → PbI2 ↓

Los iones K+ y NO3− son los denominados iones espectadores, que

no intervienen en la reacción.Posteriormente, se calentará el tubo de ensayo con precaución pa-

ra que no se produzca la ebullición de su contenido. De esta forma, elprecipitado de yoduro de plomo (II) se disolverá y desaparecerá el coloramarillo, quedando la disolución transparente. Los alumnos mostrarán alpúblico el tubo de ensayo después de calentarlo y, finalmente, el tubo deensayo será introducido en agua con hielo, para disminuir con rapidez latemperatura, produciéndose de nuevo el precipitado de yoduro de plo-mo (II), pero ahora en forma de escamas doradas o “lluvia de oro”, que

99


será mostrado de nuevo al público para que pueda observar el cambioproducido.

(a) Primera precipitación del PbI2

(b) La “lluvia de oro”

Figura 1.65: Distintos aspectos del PbI2

100

http://jpcampillo.es/onewebmedia/La%20lluvia%20de%20oro.mp4


1.38. La fuente de amoniaco.

OBJETIVO: Comprobar fenómenos físico-químicos como el ascensodel agua en un tubo debido a la diferencia de presiones entre sus extremos,y el cambio de color experimentado por la fenolftaleína al pasar de unmedio neutro a uno básico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Al calentar una disolución concen-trada de amoniaco, se evapora éste y se recoge en un matraz invertido.Al desplazar el amoniaco el aire en el matraz, la presión en su interiordisminuye respecto a la atmosférica al enfriarse el amoniaco recogido. Sicerramos el matraz con un tapón atravesado por un tubo e introducimosel extremo libre de éste en agua con unas gotas de fenolftaleína, debidoa la diferencia de presión entre el vaso de precipitados y el interior delmatraz, el agua subirá por el tubo y al llegar a su extremo, disolverá elamoniaco, con lo que la presión disminuye de forma brusca en el matrazy el agua saldrá por el tubo en forma de surtidor, cambiando a la vez deincoloro a violeta, color característico de la fenolftaleína en medio básico.

MATERIAL: vaso de precipitados, matraz erlenmeyer, tubo de en-sayo, tapón, tubo de vidrio, mechero bunsen, agua, disolución amoniacoy fenolftaleína.

(a) El agua sube por el tubo... (b) ...y se forma el surtidor

Figura 1.66: El surtidor de amoniaco

PROCEDIMIENTO: Se vierte agua en vaso de precipitados y seañaden unas gotas de fenolftaleína, que al pH del agua será incolora. Porotra parte, se pone una cierta cantidad de amoniaco en un tubo de ensa-yo y, sobre éste, se coloca invertido un matraz erlenmeyer. Procedemos acontinuación a calentar lentamente el tubo de ensayo, lo que provoca la

101


vaporización del amoniaco, que es recogido en el matraz y, a la vez, des-plaza el aire que contenía aquel, lo que origina una pequeña disminuciónde la presión con respecto a la atmosférica.

Cuando se haya recogido una cantidad suficiente de amoniaco en elmatraz, se cierra éste con un tapón atravesado por un tubo de vidrioy se introduce el extremo libre del tubo en el vaso de precipitados quecontiene el agua con la fenolftaleína. El agua subirá por el tubo y alllegar al extremo de éste, comenzará a disolverse el amoniaco gaseosoen el agua, originándose una nueva disminución de presión, lo que darálugar a que el agua salga en forma de surtidor por el extremo del tubointroducido en el matraz. A la vez, la fenolftaleína cambiará de color,observándose que el surtidor toma color violeta .

102

http://jpcampillo.es/onewebmedia/La%20fuente%20de%20amoniaco.mp4


1.39. Tres colores.

OBJETIVO: Observar tres formas de actuación de una disolución deamoniaco: frente a un indicador ácido-base, formando un precipitado conuna disolución de nitrato de plomo y, por último, formando un complejocon una disolución de sulfato de cobre.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La fenolftaleína es un indicado ácido-base que es incoloro en medio ácido y presenta un color rosado en mediobásico. Cuando se añaden unas gotas de disolución de fenolftaleína a unvolumen de disolución de amoniaco, aparece el color rosado característicode la fenolftaleína en medio básico.

Si a la disolución de amoniaco se añade una pequeña cantidad deldisolución de Pb(NO3)2 se observa la formación de un precipitado decolor blando de Pb(OH)2 que se produce según la reacción:

Pb(NO3)2 + 2NH3 + 2H2O → Pb(OH)2 + 2NH+4 + Pb(OH)2 ↓

Al añadir unas gotas de disolución de Cu(SO4)2 a la disolución deNH3 se produce en una primera fase, la formación de Cu(OH)2, de colorazul pálido para, posteriormente, formarse el complejo Cu(NH3)

2+4 , de

color azul intenso, según el proceso:

Cu2+ + 4NH3 → Cu(NH3)2+4

El resultado de estos procesos es el que puede verse en la imagen siguiente:

Figura 1.67: Tres colores

Una segunda etapa es la adición del contenido de estos tres tubos deensayo a una disolución de HNO3. Para el tubo de ensayo que contiene

103


la fenolftaleína, el color rosado desaparece al neutralizarse el NH3 con elHNO3, según la reacción:

NH3 +HNO3 → NH+4 +NO−

3

El precipitado de Pb(OH)2 se disuelve según la reacción:

Pb(OH)2 + 2HNO3 → Pb2+ + 2NO−

3 + 2H2O

Mientras que el complejo de cobre experimenta la reacción:

Cu(NH3)2+4 + 4HNO3 → Cu2+ + 4NH+

4 + 4NO−

3

MATERIAL: Gradilla con tubos de ensayo, vasos de precipitados,disoluciones de fenolftaleína, nitrato de plomo (II), sulfato de cobre (II),amoniaco y ácido nítrico.

PROCEDIMIENTO: Se vierten unos 10 mL de disolución de amo-niaco en cada uno de los tres tubos de ensayo utilizados. Al primero deellos se añade disolución de fenolftaleína, al segundo, disolución de ni-trato de plomo (II), y al tercero, disolución de sulfato de cobre (II). Seagitan los tubos y se observa la coloración que aparece en cada uno deellos. Por último, se vierte el contenido de cada uno en un vaso de pre-cipitados que contiene disolución de HNO3 y se observa la desaparicióndel color en todos los casos.

104

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Tres%20colores.mp4


1.40. Determinación de la constante de aci-dez del ácido acético.

OBJETIVO: Determinar, de forma cuantitativa, la constante de aci-dez de un ácido, en este caso, el ácido acético.

FUNDAMENTO TEÓRICO: En disolución acuosa, el ácido acé-tico se disocia de la siguiente forma:

CH3 − COOHC(1−α)

+H2O ⇋ CH3 − COO−

Cα+H3O

+

Cα

Siendo C la concentración del ácido, y α, su grado de disociación. Comoquiera que el pH de una disolución responde a la expresión:

pH = − log[H3O+]

Podremos poner que: pH = − log [H3O+] = − log Cα. Si medimos el

pH de la disolución del ácido, conociendo previamente la concentraciónde la misma, podremos hallar el grado de disociación, α, haciendo:

α =10−pH

C

La constante Kavendrá dada por:

Ka =[CH3 − COO−][H3O

+]

[CH3 − COOH ]=

Cα

1− α

2

MATERIALES: Vasos de precipitados, pipetas, balanza, pH-metro, vi-nagre y agua destilada.

PROCEDIMIENTO: Se describe seguidamente cada uno de lospasos a seguir para, posteriormente, en el apartado Cálculos, dar loscorrespondientes valores numéricos obtenidos.

a) Determinación de la densidad de la disolución: Con una pipeta,tomamos un volumen de 10 mL de vinagre y lo introducimos en un vasode precipitados. Pesamos dicho volumen, habiendo tarado previamenteel vaso de precipitados, y calculamos la densidad, utilizando la expresiónd = m/V.

b) Determinación de la concentración del vinagre en ácido acético:Partiendo de la acidez del vinagre, expresada en % en masa, podemoshallar los gramos de ácido acético presentes en una masa determinada,

105


Figura 1.68: Medida de la masa

masa que calcularemos multiplicando el volumen de vinagre utilizado,V , por la densidad, determinada con anterioridad. Conociendo la masamolecular del ácido acético, podemos calcular los moles, n, de dicho ácidopresentes en la masa antes mencionada. La molaridad de la disolución sehallará de la forma: M =

n

V.

c) Preparación de una disolución 0,1 M: A partir del vinagre cuyaconcentración en ácido acético conocemos, diluimos con la cantidad ne-cesaria de agua.

d) Medida del pH de la disolución 0,1 M: Introducimos el pH-metroen la disolución y anotamos el valor medido.

CÁLCULOS: Para un volumen de 10 mL de vinagre, hemos obte-nido una masa de 10 g. Así pues, la densidad del vinagre es de 1 g/cm3.De esta forma, la masa de un volumen de 100 mL será de 100g.

Conocida la acidez del vinagre, que en nuestro caso es del 6 %, obte-nemos que en los 100 g de aquel habrá 6 g de ácido acético. Conociendola masa molecular de éste (60), tendremos que, el número de moles será:

n =6

60= 0, 1

Puesto que el volumen que contiene este número de moles es de 10 mL,la molaridad del vinagre será:

M =0, 1

0, 1= 1

Para preparar una disolución 0,1 M de ácido acético, bastará con diluirun volumen dado de vinagre (hemos tomado 10 mL) hasta un volumendiez veces mayor, esto es, 100 mL.

106


Medimos a continuación el pH de esta disolución, que resulta ser de2,9. De esta forma, [H3O

+] = 10−2,9 = 1, 26 · 10−3, que corresponde alproducto de la concentración, C , por el grado de disociación, α, tal ycomo se ha visto en el apartado Fundamento teórico. Sabiendo que laconcentración es 0,1 M, tendremos:

α =1, 26 · 10−3

0, 1= 1, 26 · 10−2

Figura 1.69: Medida del pH

Por último, procedemos a calcular el valor de Kade la forma:

Ka =Cα2

1− α=

0, 1(1, 26 · 10−2)2

1− 1, 26 · 10−2= 1, 61 · 10−5

Que, como puede verse, es similar al valor 1, 76 · 10−5 , relacionadoen algunas tablas de constantes.

107

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Determinaci%C3%B3n%20de%20Ka%20para%20el%20%C3%A1cido%20ac%C3%A9tico.mp4


1.41. Un indicador natural: El extracto decol lombarda.

OBJETIVO: Obtener un indicador natural ácido-base a partir deun extracto alcohólico de col lombarda y utilizar este indicador paradeterminar, de forma cualitativa, el pH de algunas sustancias de usodoméstico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La col lombarda se caracteriza porposeer un tipo de compuestos llamados antocianinas, solubles en agua yen etanol, y cuya estructura básica es la antocianidina, que es la que serepresenta a continuación:

Figura 1.70: Estructura de la antocianidina

En función de cuáles sean los sustituyentes R1 y R2, (H, OCH3 y OH),se obtendrán una serie de antocianinas que presentarán colores caracterís-ticos. Así, cuando R1 y R2 son OH y H, respectivamente, la antocianinaobtenida es la denominada cianina, uno de los componentes de la collombarda.

Las antocianinas son sensibles a los cambios de pH, variando en fun-ción de éste la estructura de aquellas, así como el color que presentan. Deesta forma, las disoluciones tanto acuosas como alcohólicas de este tipode sustancias pueden comportarse como indicadores ácido-base.

MATERIALES: Col lombarda, alcohol, papel indicador universal,disoluciones de pH desde 0 hasta 14, vinagre, zumo de limón, ácido clor-hídrico de uso doméstico (salfumant), bicarbonato sódico, lejía, amoniacode uso doméstico y sosa cáustica.

108


Figura 1.71: Escala de colores para pH 0-7 (i) y 7-14 (d)

PROCEDIMIENTO: Se prepara el extracto de col lombarda tri-turando en un mortero unas hojas de aquella finamente divididas, conalcohol de uso doméstico. Las proporciones de ambas sustancias no sonnecesariamente exactas. Una vez realizado este paso, se filtra el contenidodel mortero, que habrá tomado un tinte violáceo, y se conserva en un re-cipiente cerrado. Se dispone a continuación una serie de tubos de ensayoque contienen, cada uno de ellos, una disolución de pH entero, desde 0hasta 14. dado que no se dispone de un pH-metro, se han preparado lasdisoluciones de forma que, al humedecer con ellas una serie de tiras depapel indicador universal, se obtengan los colores más semejantes posi-ble a los de la escala de pH que figura en el envase del papel indicador.Este procedimiento, lejos de ser exacto es, sin embargo, lo suficientemen-te adecuado para ver la variación de colores para las disoluciones antesmencionadas, al añadirles el extracto preparado inicialmente.

Figura 1.72: Comportamiento de ácidos y bases de uso doméstico

Como complemento, puede comprobarse el carácter ácido o básico de

109


diversas sustancias de uso doméstico. En las imágenes anteriores puedenapreciarse las tonalidades de color rojo (fotografía de la izquierda) quepresentan sustancias ácidas como el salfumant, zumo de limón y vina-gre, de izquierda a derecha, y los colores que toma el indicador frente adisoluciones de carácter básico, como son (de izquierda a derecha en lafotografía situada a la derecha) las de bicarbonato de sodio, lejía, amonia-co y sosa cáustica. Cabe mencionar que, debido al carácter fuertementeoxidante del ion ClO−presente en la lejía, ésta actúa como un agentedecolorante, de forma que el indicador toma el color que puede verse enla foto, sin que pueda determinarse por dicho color el pH aproximado deaquella que, por otra parte es alcalino.

110

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Extracto%20de%20col%20lombarda%20como%20indicador%20de%20pH.mp4


1.42. Reacciones de hidrólisis.

OBJETIVO: Comprobar cómo la disolución de determinadas salesda lugar a valores de pH desde ácidos hasta básicos, pasando por el valor7. De la misma forma, se utiliza el indicador basado en el extracto de collombarda, mencionado en la sección anterior.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una sal se obtiene mediante la reac-ción entre un ácido y una base, según el esquema:

AH + BOH → A− + B+ +H2O

Siendo AH y BOH el ácido y la base, respectivamente. La sal AB , endisolución acuosa, queda disociada en sus iones componentes, A−y B+.Si tenemos en cuenta que toda reacción ácido-base puede representarsemediante el esquema:

A1 + B2 → B1 +A:2

Representando A1 y B2 al ácido 1 y la base 2, y B1 y A2 a la base y alácido conjugados de A1 y B:2, respectivamente. De esta forma, un ácidoAH dará lugar a una base conjugada A+, según la siguiente reacción:

AH+ H2O → A− +H3O+

Donde, como puede verse, el ácido cede un protón y el agua lo acep-ta, actuando como ácido y base de Brönsted el primero y la segunda,respectivamente.

Si AH es un ácido fuerte, se disociará completamente, mientras quesi es débil, la anterior reacción deberá plantearse como el equilibrio si-guiente:

AH+ H2O ⇋ A− +H3O+

Siendo A− la base conjugada de AH y H3O+, el ácido conjugado del agua.

El mismo esquema se puede aplicar a la base B :

B + H2O → BH+ +OH− (base fuerte)

B + H2O ⇋ BH+ +OH− (base debil)

Si el ácido o la base son fuertes, los respectivos base y ácido conjugados,A−y BH+tendrán carácter débil, por lo que no tendrá tendencia a reac-cionar con el agua. Si, por el contrario, él ácido o la base son débiles, los

111


respectivos base y ácido conjugados tendrán un carácter relativamentefuerte, por lo que podrán reaccionar con el agua, según:

A− +H2O ⇋ AH+OH− con una constante : Kh =[AH][OH−]

[A−]=

10−14

Ka

BH+ +H2O ⇋ B + H3O+ con una constante : Kh =

[B][H3O+]

[BH+]=

10−14

Kb

Como puede verse, el ion A−, procedente del ácido acepta un protóndel agua, quedando iones OH−en disolución, por lo que el pH de aquellaserá básico. De la misma forma, el ion BH+, procedente de la base, cedeun protón al agua, quedando iones H3O

+ en disolución, dando lugara un pH ácido. Si la sal AB procede de un ácido fuerte y una basefuerte, los correspondientes iones tendrán carácter de base y ácido débil,respectivamente, por lo que no experimentarán hidrólisis. El pH de unadisolución de una sal de este tipo será, pues, neutro.

Figura 1.73: Hidrólisis del NaNO3

En la imagen anterior se observa que al añadir el indicador de collombarda, el color en el tubo que contiene agua y en el que contienedisolución de NaNO3 son sensiblemente iguales, lo que indica que no seproduce hidrólisis en aquella disolución.

MATERIALES: Agua destilada, disoluciones de NaHCO3, Na2CO3,NaNO3, NH4Cl; indicador a base de extracto de col lombarda, gradilla ytubos de ensayo.

PROCEDIMIENTO: Se preparan disoluciones de Na2CO3, NaHCO3,NH4Cl y NaNO3. Se coloca el tubo que contiene la disolución entre otrosdos de pH aproximados superior e inferior al de la disolución, calculados

112


de forma previa. Se mide el pH de cada una de estas disoluciones conextracto de col lombarda y se comprueba que el pH de aquella es básicopara las dos primeras disoluciones, ácido para la tercera y neutro para lacuarta.

Figura 1.74: Hidrólisis ácida (i) y básica (d)

En las imágenes anteriores, concretamente en la de la izquierda, puedeverse que el tubo que contiene la disolución de NH4Cl (i) presenta un pHinferior a 7. En la imagen de la derecha puede apreciarse el pH alcalinode la disolución de Na2CO3, con un valor superior a 8.

Los colores que el indicador de col lombarda toma con las anterioresdisoluciones, pueden ser comparados con la imagen del apartado Un

indicador natural: El extracto de col lombarda , en la que puedeverse la escala de colores para distintos valores de pH.

113

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacciones%20de%20hidr%C3%B3lisis.mp4


1.43. Disoluciones reguladoras.

OBJETIVO: Comprobar que la adición de un pequeño volumen deácido o base fuertes a un volumen determinado de una disolución quecontiene un ácido y su base conjugada, produce una variación en el pHde aquella muy inferior a la que experimentaría, por ejemplo, el mismovolumen de agua destilada al añadir el ácido o la base antes mencionados.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una disolución reguladora es aque-lla que contiene un ácido y su base conjugada en concentraciones máso menos semejantes. Si consideramos, por ejemplo, la reacción entre elácido acético y el hidróxido de sodio:

CH3 − COOH+NaOH → CH3 − COONa + H2O

La sal formada, CH3-COONa, está disociada en iones CH3−COO− yNa+. El primero de estos iones, al proceder de un ácido débil actúa frenteal agua como una base, tal y como se ha visto en la sección anterior,Reacciones de hidrólisis. Así pues, el ion CH3−COO− actúa comobase conjugada del ácido acético. Conocida la constante de equilibriopara dicho ácido:

CH3COOH +H2O → CH3 − COO− +H3O+ Ka =1, 76 · 10−5

Al despejar la concentración de protones obtendremos:

[H3O+] =

Ka[CH3 − COOH]

[CH3 − COO−]

Tomando logaritmos con signo negativo:

− log[H3O+] = − log Ka − log

[CH3 − COOH]

[CH3 − COO−]

O, lo que es igual:

pH = pKa + log[CH3 − COO−]

CH3 − COOH ]= pKa + log

[sal]

[acido]

De forma que, si [CH3 − COO−] = [CH3 − COOH]:

pH = pKa = −log1, 76 · 10−5 = 4, 75

.

114


Si adicionamos a un volumen dado de este disolución, por ejemplo, 25mL, un volumen dado de ácido fuerte (supongamos 1 mL de disolución0,1 M de HCl), se producirá la reacción:

CH3 − COO− +H3O+ → CH3 − COOH +H2O

El número final de moles de ion CH3−COO− será:

25 · 10−3 · 0, 1− 1 · 10−3·, 1 = 2, 4 · 10−3

, siendo la concentración :

[CH3 − COO−] =2, 4 · 10−3

(25 + 1)10−3= 0, 092

De la misma forma, tendremos que el número final de moles de ácido será:

moles CH3 − COOH = 25 · 10−3 · 0, 1 + 1 · 10−3 · 0, 1 = 2, 6 · 10−3

Y su concentración:

[CH3 − COOH] =2, 6 · 10−3

(25 + 1)10−3= 0, 1

Así pues, el pH será:

pH = 4, 75 + log0, 092

0, 1= 4, 71

Siendo la variación de dicho pH 4,75 - 4,71 = 0.04 unidades. Si el ácidofuerte se hubiera añadido a 25 mL de agua destilada (pH = 7), tendría-

mos: [H3O+] =

1 · 10−3 · 0, 1

(25 + 1)10−3= 3, 85 · 10−3, con lo que pH = 2,41. Como

puede verse, en este último caso, la variación de pH será de 7 - 2,41 =4,59 unidades.

De forma semejante podemos preparar una disolución reguladora deNa2CO3/NaHCO3. Utilizando el razonamiento anterior, y considerandoque, para el equilibrio:

HCO−

3 +H2O → CO2−3 +H3O

+ Ka = 5, 6 · 10−11 y pKa = 10, 25

Tendremos que, para una disolución 0,1 M en NaHCO3 y 0,1 M enNa2CO3, el pH será igual al pKa=10,25.

115


Si a 25 mL de esta disolución le agregamos 1 mL de disolución 0,1 Mde NaOH, se producirá la siguiente reacción:

HCO−

3 +OH− → CO2−3 +H2O

Aplicando la ecuación vista anteriormente, pH = pKa + log[sal]

[, acido], y

sabiendo que:

[sal] =25 · 10−3 · 0, 1 + 1 · 10−3 · 0, 1

(25 + 1)10−3= 0, 1

y que :

[acido] =25 · 10−3 · 0, 1− 1 · 10−3 · 0, 1

(25 + 1)10−3= 0, 092

Tendremos que pH = 10,25 + log0, 1

0, 092= 10, 29, con lo que la variación

de pH será 10,29 - 10,25 = 0,04 unidades.

MATERIAL: Gradilla con tubos de ensayo, agua destilada, NaHCO3,Na2CO3, CH3 − COONa, CH3 − COOH, disoluciones 0,1 M de HCl yNaOH, papel indicador de pH y extracto de col lombarda.

Figura 1.75: Adición de ácido o base a disoluciones reguladoras

Los tubos de las imágenes anteriores contienen, el situado a la izquier-da, disolución reguladora CH3 − COOH/CH3 − COONa, los dos centra-les, agua, y el situado a la derecha, disolución reguladora NaHCO3/Na2CO3.Al humedecer la tira de papel indicador situada a la izquierda de cadauno de los tubos puede verse el color característico que se produce encada uno de los casos. En la fotografía de la derecha, se ha añadido di-solución de HCl 0,1 M a cada uno de los dos tubos de la izquierda, y

116


disolución de NaOH 0,1 M a los de la derecha y se han humedecido lastiras de papel indicador situadas a la derecha de cada uno de ellos. Puedeobservarse que la coloración de las tiras de papel indicador de los tubosque contienen agua ha variado en gran medida, mientras que la debida alos tubos que contienen disolución reguladora, apenas ha experimentadoun cambio en su coloración.

Cabe mencionar que la disolución reguladora CH3 − COOH/CH3COO−seha obtenido utilizando vinagre del 6 % de acidez y acetato de sodio, ob-tenido éste por reacción entre el vinagre y el NaHCO3. La disoluciónpresenta, pues, una coloración que no corresponde a la de la disoluciónreguladora obtenida utilizando ácido acético y acetato de sodio de labo-ratorio, que sería incolora. No obstante, este hecho no interfiere con elcomportamiento de la disolución al añadirle HCl.

PROCEDIMIENTO: Se disponen dos tubos de ensayo, uno con10 mL de disolución reguladora CH3 − COOH/CH3 − COO−de pH 4,75;con [CH3 − COOH] = [CH3 − COO−] = 0, 1 M y otro con agua destilada.Se coloca delante de cada tubo dos tiras de papel indicador. Con un tubode vidrio se toman unas gotas de cada uno de los tubos y se compruebasu pH. A continuación, se añade a cada tubo un volumen aproximadode 1 mL de disolución de HCl 0,1 M, se agita y se toma, al igual queanteriormente, unas gotas de cada disolución, humedeciendo con ellas elpapel indicador no utilizado. Finalmente, se añade un pequeño volumende extracto de col lombarda a cada tubo, se agita y se observa la nuevacoloración.

Figura 1.76: Color tras añadir extracto de col lombarda

En la imagen anterior puede verse la gran variación que experimentala coloración de los dos tubos de agua al añadir extracto de col lombarda,lo que indica una gran variación de su pH inicial, aproximadamente 7,

117


hasta el valor final en cada caso. Para ver de una forma cualitativa cuál esel valor de pH en cada caso, puede utilizarse la imagen del apartado Un

indicador natural: El extracto de col lombarda , en la que aparecela escala de colores que toman las disoluciones para valores de pH desde0 hasta 14.

Se procede de la misma forma, utilizando ahora una disolución regu-ladora HCO−

3 /CO2−3 de pH = 9, añadiendo posteriormente a cada tubo

una pequeña cantidad de disolución 0,1 M de NaOH, y se observan loscambios experimentados al añadir extracto de col lombarda y en el papelindicador.

Puede comprobarse que la adición de base a la primera disoluciónreguladora o de ácido a la segunda, no produce ningún cambio apreciableen el pH respecto a los anteriores ensayos.

118

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Disoluciones%20reguladoras.mp4


1.44. ¿Fenolftaleína coloreada en medio bá-sico? ... ¡depende!

OBJETIVO: Comprobar que la fenolftaleína puede encontrase enforma incolora en un medio ácido o en un medio fuertemente básico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Es sabido que la fenolftaleína enmedio básico presenta un color rojo-violeta, mientras que en medio áci-do es incolora. No obstante, existe una tercera forma de la fenolftaleína,también incolora, que se da cuando se encuentra en un medio fuertemen-te básico. Las distintas formas que presenta la fenolftaleína, en funcióndel medio en que se encuentre, pueden ser representadas a partir de lossiguientes equilibrios:

Figura 1.77: Equilibrios entre las formas en medios ácido y básico

Figura 1.78: Equilibrios entre formas en medios básico y fuertementebásico

MATERIAL: Balanza, gradilla con tubos de ensayo, HCl comercial(salfumant), NaOH comercial (sosa cáustica), agua destilada, disoluciónhidroalcohólica de fenolftaleína y papel indicador.

119


PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolución de NaOH, apro-ximadamente 0,5 M (no es precisa una concentración exacta), y reparti-mos dicha disolución en tres tubos de ensayo. Comprobamos el pH conpapel indicador. Seguidamente, añadimos HCl en forma de salfumant(concentración aproximada, 6 M) a uno de los tubos, hasta que la di-solución se haga incolora. Comprobamos el pH de esta disolución paraver que tiene carácter ácido. Por último, añadimos NaOH sólido a unode los dos tubos restantes, agitando hasta que se pierde la coloración.Comprobamos que el pH de esta disolución es muy alcalino.

Figura 1.79: Variación de color de la fenolftaleína

En la imagen anterior podemos ver que el tubo de la derecha tiene a sualtura dos trozos de papel indicador, el superior que indica un pH básico,correspondiente a la disolución inicial, y el inferior, un pH ácido, obtenidoal añadir HCl. El tubo de la izquierda es aquel al que se ha añadido NaOHsólido, pudiendo comprobarse que el pH de la disolución obtenida es muyalcalino, como demuestra el trozo inferior de papel indicador, situado enla arte inferior izquierda de la imagen.

120

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Fenolftale%C3%ADna%20incolora%20en%20medio%20b%C3%A1sico.mp4


1.45. Reacciones con aluminio.

OBJETIVO: Observar la reacciones del aluminio con un ácido (HCl)y una base (NaOH). Comprobar también cómo la reacción del aluminiocon iones Cu2+se produce con mucha mayor rapidez en presencia de unoscristales de cloruro sódico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El aluminio se combina con ácidoclorhídrico según la siguiente reacción:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

Que constituye una reacción redox, cuyas semirreacciones son las siguien-tes:

Al− 3e− → Al3+

Cu2‘+ + 2 e− → Cu

El aluminio se oxida, mientras el ion cobre (II) se reduce.El aluminio también reacciona con el hidróxido sódico, en la siguiente

forma:2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2

Al(OH)3 +NaOH → Al(OH)−4 +Na+

Como puede verse, el una primera fase, el aluminio reacciona con el aguapara formar hidróxido de aluminio e hidrógeno. Posteriormente, el hidró-xido de aluminio reacciona con los iones OH−para formar el complejoAl(OH)−4 .

Por último, el aluminio reacciona con el ion Cu2+. No obstante, estareacción es sumamente lenta, pudiendo acelerarse al añadir a la disolu-ción que contiene dicho ion unos cristales de NaCl. Esta sustancia actúasobre la película de óxido de aluminio que existe sobre la superficie deeste metal, favoreciendo el contacto directo entre el Al y el Cu2+. Lasreacciones que se producen son las siguientes:

Al− 3 e− → Al3+

Cu2+ + 2 e− → Cu

2H+ + 2 e− → H2

MATERIAL: Aluminio en pequeños fragmentos, sulfato de cobrepentahidratado, cloruro de sodio, ácido clorhídrico, hidróxido sódico,

121


agua destilada, detergente, vaso de precipitados, placa calefactora, tu-bos de ensayo, tapón de corcho, tubo de silicona.

PROCEDIMIENTO:

Reacción con HCl: En un tubo de ensayo se coloca una pequeñacantidad de aluminio. Se añade un cierto volumen de ácido clorhí-drico (de uso doméstico) y se cierra el tubo con un tapón de corchoatravesado por un tubo de silicona, introduciendo el otro extremodel tubo en un recipiente que contiene agua con detergente líqui-do. Al cabo de pocos segundos empieza a apreciarse la reacciónquímica con el consiguiente desprendimiento de hidrógeno, que semanifieste formando burbujas en el recipiente que contiene agua ydetergente líquido. Al acercar una cerilla a estas burbujas, se pro-duce el estallido de las mismas, produciéndose un sonido audible.

Figura 1.80: Desprendimiento de hidrógeno

Reacción con NaOH: El procedimiento es muy similar al anterior.Tras poner en el tubo de ensayo una pequeña cantidad de alumi-nio y disolución de hidróxido sódico, se cierra el tubo como en elexperimento anterior, introduciendo el extremo libre del tubo desilicona en una disolución de detergente líquido en agua. Para ace-lerar la reacción, se introduce el tubo de ensayo en un baño María.De la misma manera que antes, observaremos el desprendimientode hidrógeno y el estallido de las burbujas formadas al acercar unacerilla encendida.

Reacción con el ion Cu2+: En dos tubos que contienen, cada uno deellos, disolución 1M de CuSO4 · 5H2O se introducen pequeños frag-

122


mentos de aluminio. En uno de ellos se introducen, además, unoscristales de cloruro sódico. Observaremos que, en el tubo que nocontiene esta sal, el aluminio permanece inalterado durante bas-tante tiempo, mientras que en el otro, el aluminio comienza rá-pidamente a recubrirse de un depósito rojizo de cobre metálico.Simultáneamente, se observa el desprendimiento de burbujas de hi-drógeno.

Figura 1.81: Reacción del Al con el Cu2+

123

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacciones%20con%20aluminio.mp4


1.46. Viaje del verde al azul.

OBJETIVO: Oxidar el cobre metálico con peróxido de hidrógeno enmedio ácido, obteniéndose cloruro de cobre (II), de color verde. Al añadiragua, se observará la formación de la sal hidratada CuCl2 · 2H2O.

FUNDAMENTO TEÓRICO: En los procesos de oxidación-reducciónuna de las sustancias actúa como oxidante y la otra como reductora, de-pendiendo de los potenciales normales de reducción de cada una de ellasy de las condiciones del medio.

La sustancia que se oxida pierde electrones y por tanto aumenta sunúmero de oxidación, mientras que la que se reduce gana electrones, conlo que disminuye su número de oxidación, intercambiándose los electronespuestos en juego desde el reductor al oxidante.

Cuando hacemos reaccionar hilo de cobre finamente dividido conperóxido de hidrógeno, observamos que no ocurre nada, ya que el medioes neutro y para que el peróxido de hidrógeno actúe como oxidante espreciso que el medio sea ácido. Si añadimos ácido clorhídrico al hilo decobre, tampoco se produce la oxidación, ya que el cobre es un metal pocoactivo en la escala de oxidación y el ácido clorhídrico no es un oxidante,sino un reductor.

Cuando mezclamos las tres sustancias, el peróxido de hidrógeno, alencontrarse en un medio ácido, actúa como un poderoso oxidante, capazde óxidar al cobre y al ácido clorhídrico.

REACCIONES: Las reacciones que tienen lugar son las siguientes:Oxidación:

Cu → Cu2+

+ 2e−

2Cl− → Cl2 + 2e−

Reducción:H2O2 + 2H+ + 2e− → 2H2O

Reacción iónica global:

Cu + 2H2O2 + 4H+ → Cu2+ + Cl2 + 4H2O

Reacción molecular global:

Cu + 2H2O2 + 4HCl → CuCl2 + Cl2 + 4H2O

124


MATERIAL: Hilo de cobre finamente dividido, peróxido de hidrógenoal 30 %, ácido clorhídrico comercial, tubo de ensayo pyrex de 2 cen-tímetros de diámetro, soporte metálico con pinza y nuez doble, pipetasgraduadas y peras para pipetas.

PROCEDIMIENTO: En el tubo de ensayo sujeto con una pinzay nuez doble a un soporte metálico, se introducen 0,2 gramos de Cumetálico en virutas finas. A éste le añadimos 2 ml de HCl comercialcon una pipeta provista de pera de succión. Se observará que no ocurreninguna reacción.

A continuación, añadimos 4 ml de peróxido de hidrógeno en el tubode ensayo. El efecto es inmediato: se observará un intenso burbujeo y undesprendimiento de calor, ya que la reacción es fuertemente exotérmica.

La disolución resultante adquiere un color verde intenso debido a lasal formada de Cu2+ (CuCl2).

Finalmente, esperamos unos minutos, hasta que hayan desaparecidolos reactivos y termine el burbujeo (debido a la formación de cloro el-emental) y añadimos al tubo de ensayo agua destilada con un frascolavador. Observaremos el viraje de color de verde intenso a azul, debidoa la formación del complejo [Cu(H2O)6]

2+.

Figure 1.82: Cloruro de cobre y cloruro de cobre dihidratado

EXPLICACIÓN: Al añadir al Cu metálico el HCl no hay reacción,ya que el Cl– del ácido no puede actuar como oxidante sobre el cobre (losdos son reductores). Cuando, posteriormente, añadimos el H2O2, que esun oxidante muy fuerte en medio ácido (HCl), oxida a ambos, el Cu yel Cl–, formándose CuCl2 y Cl2. El peróxido de hidrógeno se reduce aagua.

Por último, al añadir agua a estos productos de reacción, el CuCl2,

125


de color verde intenso, absorbe agua y forma el complejo [Cu(H2O)6]2+ ,

de color azul.

126

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Oxidaci%C3%B3n%20del%20cobre.mp4


1.47. Oxidación de la glucosa.

OBJETIVO: Observar la reacción de oxidación de la glucosa, uti-lizando un indicador redox como es el azul de metileno.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La glucosa puede ser oxidada aácido glucónico por el azul de metileno en medio básico. Éste últimoactúa también como indicador redox. Las semirreacciones de oxidacióny de reducción son las siguientes:

C6H12O6 + 2OH− − 2e− → C6H12O7 +H2O

Si representamos por AM+la forma oxidada del azul de metileno ypor AMH la forma reducida, la reacción global podrá ser escrita de laforma:

AM+ + C6H12O6 +OH− → AMH+ C6H12O7

Figure 1.83: Formas oxidada y reducida del azul de metileno

Al añadir unas gotas de azul de metileno a una disolución de glu-cosa e hidróxido sódico, agitando posteriormente, se observa que dichadisolución toma un color azul. Cuando se deja de agitar, se produce laoxidación de la glucosa a ácido glucónico y la consiguiente reducción delazul de metileno. La disolución perderá entonces su color azul, quedandoincolora. Al agitar posteriormente el recipiente, se añade oxígeno a la

127


disolución, lo que provoca la oxidación de la forma incolora del azul demetileno, recuperándose, por tanto, el color azul.

MATERIAL Y REACTIVOS: Vasos de precipitados, matraceserlenmeyer, varilla agitadora, hidróxido sódico, glucosa, agua destilada,azul de metileno.

PROCEDIMIENTO: Se prepara una disolución de hidróxido sódicoy glucosa en agua. Añadimos unas gotas de azul de metileno y agita-mos. Tras dejar reposar la disolución, observaremos la desaparición delcolor azul, quedando incolora la disolución. Al agitar ésta, reaparece elcolor azul correspondiente a la forma oxidada del azul de metileno. Esteproceso puede ser realizado varias veces, hasta que toda la glucosa hayasido oxidada a ácido glucónico.

128

http://jpcampillo.es/onewebmedia/La%20botella%20azul.mp4


1.48. Un semáforo químico.

OBJETIVO: Comprobar la oxidación de la glucosa por el coloranteíndigo carmín, que tiene lugar en dos etapas, en cada una de las cualesse produce un cambio de color.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El experimento es una variante delanterior, La oxidación de la glucosa . Al igual que en esta reacción, laglucosa, en medio alcalino actúa como agente reductor frente al colorante,en este caso índigo carmín el lugar de azul de metileno. Al añadir unasgotas de disolución de disolución de índigo carmín a la disolución deglucosa alcalinizada, ésta toma un color verde. Con el transcurso deltiempo, se produce la oxidación de la glucosa y la consiguiente reduccióndel indicador, con lo que el color de la disolución va cambiando, en unaprimera fase a rojo y, por último a naranja amarillento.

Figura 1.84: Variación del color de la disolución con el tiempo

Una vez llegados a esta fase, podmos observar que, al agitar suave-mente, se regenera el color rojo de la disolución, mientras que al agitarde forma más enérgica, la disolución retorna al color verde inicial. Esto esdebgido a que con la agitación se incorpora oxígeno a la disolución, conlo que la forma reducida del colorante se oxida, volviéndo a la situacióninicial. Puede observarse que con el transcurso del tiempo, la intensidadde los colores se va atenuando, a la vez que el cambio de aquellos es másrápido.

MATERIAL Y REACTIVOS: matraces erlenmeyer, balanza, vi-drio de reloj, agua destilada, glucosa, hidróxido sódico, colorante índigocarmín.

129


PROCEDIMIENTO: Se preparan disoluciones que contengan apro-ximadamente 20 g/L de NaOH, 35 g/L de glucosa y 5 g/L de índigocarmín. Se toman volúmenes iguales de las dos primeras (aproximada-mente 10 mL d cada una de ellas), se mezclan y, finalmente, se añadeaproximadamente 1 mL de la disolución del colorante. La disolución re-sultante tomará un color verde que irá evolucionando con el tiempo a rojoy amarillo/naranja. Llegados a este punto, agitamos y vemos que parauna agitación suave, se obtiene de nuevo el color rojo, mientras que parauna agitación más intensa, se obtiene el color verde. Al dejar en reposo,la disolución evolucionará como se ha descrito anteriormente, pudiéndoserepetir el proceso en varias ocasiones.

130

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Sem%C3%A1foro%20qu%C3%ADmico.mp4


1.49. Reacción entre el ácido sulfúrico y elpermanganato de potasio.

OBJETIVO: Observar la reacción del permanganato de potasio conácido sulfúrico, que da lugar a la formación de óxido de manganeso (VII),compuesto de gran reactividad.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El ácido sulfúrico reacciona con elpermanganato potásico según:

2H2SO4 + 2KMnO4 → Mn2O7 + 2KHSO4 +H2O

El heptaóxido de dimanganeso, una sustancia de color verde oscuro,posee un gran poder oxidante. Una posible explicación de dicho poderse basa en la descomposición espontánea del Mn2O7, produciendo ozono,según la reacción:

Mn2O7 → 2MnO2 +O3

El ozono es capaz de provocar la combustión de sustancias tales como laacetona, etanol o algodón.

Figura 1.85: Formación del heptaóxido de dimanganeso

MATERIALES: Cápsula de porcelana, vidrio de reloj, varilla devidrio, ácido sulfúrico, permanganato potásico, algodón, acetona y papelde filtro.

PROCEDIMIENTO: Se colocan unos pocos cristales de perman-ganato potásico en un vidrio de reloj. Se introduce la varilla de vidrioen el ácido sulfúrico y, a continuación, se toca con aquella el perman-ganato potásico, observándose la formación del Mn2O7. Por último, se

131


toca con la varilla el papel de filtro impregnado en acetona (o etanol),observándose la aparición inmediata de llamas. De forma alternativa, sepuede hacer arder algodón no impregnado en otra sustancia, colocandouna cierta cantidad de aquel en una cápsula de porcelana que contieneel heptaóxido de dimanganeso.

Figura 1.86: Combustión de la acetona

132

http://jpcampillo.es/onewebmedia/H2SO4-KMnO4.mp4


1.50. Estados de oxidación del manganeso

OBJETIVO: Comprobar que cada uno de los seis estados de oxida-ción del manganeso se caracteriza por presentar un color característico,diferente en todos los casos.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Partiendo de una disolución de KMnO4

, de color violeta, en la que el estado de oxidación del Mn es +7, vere-mos que, dependiendo del medio (ácido, básico o neutro), este estado deoxidación variará en función de la reacción de oxidación-reducción que seproduzca en cada caso.

a) En medio básico: El KMnO4 en medio fuertemente básico (disolu-ción concentrada de NaOH) puede cambiar su estado de oxidación a +6o a +5. Este último es bastante inestable y para obtenerlo, es necesarioque la disolución de NaOH se encuentre a baja temperatura. No obstan-te, con el transcurso del tiempo, el ionMnO3−

4 se descompone en MnO2−4 y

MnO2 Las transformaciones del ion MnO−

4 serán las siguientes:

MnO−

4 (violeta) + 1 e− → MnO2−4 (color verde)

MnO−

4 + 2 e− → MnO3−4 (color azul)

b) En medio neutro: El MnO−

4 reacciona con el H2O2en medio neu-tro para producir un precipitado de MnO2 de color pardo oscuro. Lareducción del MnO−

4 es la siguiente:

MnO−

4 + 4H+ + 3 e− → MnO2(pardo oscuro) + 2H2O

c) En medio ácido: En una primera etapa, el KMnO4 reacciona conel H2O2para producir un precipitado marrón de Mn(OH)3según:

MnO−

4 + 8H+ + 4 e− → Mn3+ + 4H2O

La posterior adición de peróxido de hidrógeno disuelve este precipita-do para dar lugar al ion Mn2+, incoloro o levemente rosado, siendo lasemirreacción:

MnO−

4 + 8H+ + 5 e− → Mn2+ + 4H2O

MATERIALES: Hidróxido sódico, ácido sulfúrico, peróxido de hi-drógeno, permanganato potásico, agua, y gradilla con tubos de ensayo.

133


PROCEDIMIENTO: Se preparan disoluciones 3 M de ácido sul-fúrico, 6 M de hidróxido de sodio, 0,01 M de permanganato de potasioy una disolución de peróxido de hidrógeno al 3 %.y se producen las reac-ciones químicas como se ha descrito en el apartado Fundamento teórico.

Figura 1.87: Estados de oxidación III (i) a VII (d)

134

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Estados%20oxidaci%C3%B3n%20manganeso.mp4


1.51. Oxidación de la sacarosa por el per-manganato potásico.

OBJETIVO: Comprobar que el permanganato potásico es reducidopor la sacarosa en medio básico en un proceso con dos etapas. En laprimera de ellas, el ion permanganato pasa a ion manganato, mientrasque en la segunda, éste pasa a dióxido de manganeso.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La reducción del permanganato po-tásico se produce mediante las dos etapas siguientes:

(1) MnO−

4 + e− → MnO2−4

(2) MnO2−4 + 2H2O+ 2 e− → MnO2 + 4OH−

Mientras que en la sacarosa, se produce la oxidación de los gruposalcohol a cetona:

−CH(−OH)−+2OH− − 2 e− → −CO−+2H2O

A lo largo del proceso se observa una variación del color: La disolución depermanganato potásico tiene un color violeta que va cambiando gradual-mente a verde (característico del ion manganato, MnO2−

4 ) y, finalmentea un color marrón anaranjado, debido a la formación de dióxido de man-ganeso, MnO2, muy diluido.

MATERIAL Y REACTIVOS: Matraz erlenmeyer, tubos de en-sayo, agitador magnético, agua destilada, hidróxido sódico, sacarosa.

Figure 1.88: Evolución de la reacción

PROCEDIMIENTO: Se pesan aproximadamente 1,5 g de sacarosay 0,5 g de hidróxido sódico y se disuelven en un volumen aproximado de100 mL de agua (las cantidades no necesitan ser exactas). Se disuelvenunos pocos cristales de permanganato de potasio en un pequeño volumen

135


de agua y se mezcla esta disolución con la anterior en un matraz erlen-meyer que se somete a agitación. Con el transcurso del tiempo vemoscomo la disolución resultante, inicialmente de color violeta intenso, pasaa tener un color verde y, por último, marrón claro/anaranjado.

136

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reducci%C3%B3n%20del%20permanganato%20pot%C3%A1sico%20por%20la%20sacarosa.mp4


1.52. Oxidación del luminol.

OBJETIVO: Observar la reacción de oxidación del luminol, nom-bre con el que se conoce la 3-aminoftalhidracida, mediante el hipocloritode sodio (lejía comercial) en medio básico, produciéndose una reacciónquimioluminiscente, es decir que la energía desprendida en esta reacciónse emite en forma de luz (y no de calor como en la mayoría de las reac-ciones), sin que se produzca un incremento de temperatura.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una disolución acuosa de luminolen medio básico con una disolución de hipoclorito de sodio, se oxidaa ión aminoftalato que se produce en un estado excitado, es decir demayor energía, el cual se desactiva emitiendo luz azul produciéndose laluminiscencia. Dicha reacción puede verse a continuación:

Una aplicación de esta oxidación del luminol es utilizada por la policíacientífica para descubrir manchas de sangre (previamente lavadas) enel escenario de un crimen. Para este caso, la oxidación del luminol serealiza con peróxido de hidrógeno y es catalizada por la hemoglobina dela sangre.

MATERIAL Y REACTIVOS: Matraces erlenmeyer, probetas,vasos de precipitados, hidróxido de sodio, luminol, hipoclorito de sodio(lejía comercial), agua destilada.

PROCEDIMIENTO: En un erlenmeyer de 1 litro se prepara unadisolución de 100 mL de lejía con 900 mL de agua destilada. En otroerlenmeyer también de 1 litro, se disuelven en 1 litro de agua destilada 0,4g de luminol y 4g de hidróxido de sodio. Se mezclan las dos disoluciones

137


en una probeta de más de 2 litros. El hipoclorito sódico oxida al luminolproduciéndose un estado excitado de éste que, al pasar al estado normal,emite radiación en forma de una luz azulada.

Otro tipo de reacción quimioluminiscente es la que se produce enlas denominadas barritas luminosas (glowsticks). Estas barritas, hehasde material plástico, contienen difeniloxalato y un colorante fluorescente,además de peróxido de hidrógeno, contenido éste en una pequeña ampollade vidrio. Al doblar la barrita se rompe la ampolla de vidrio mezclandosetodos los componentes. Se oxida el feniloxalato, desprendiéndose energía,que es captada por las moléculas del colorante, excitandose sus electrones,que pasan a un nivel de energía superior. Al volver a sus niveles de origen,emiten ese exceso de energía en forma de luz.

Figure 1.89: Quimioluminiscencia

Dependiendo del colorante utilizado, se obtendrá luz de colores diver-sos. En concreto, para obtener luz azul, el colorante utilizado es 9,10-difenilantraceno.

138

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Quimioluminiscencia.mp4


1.53. Oxidación del tartrato de sodio y po-tasio con peróxido de hidrógeno.

OBJETIVO: Observar cómo la adición de un agente oxidante, comoes el peróxido de hidrógeno, produce en última instancia, la reduccióndel Cu (II) a Cu (I), mediante la formación de un hidroxialdehido.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El tartrato sódico potásico es oxi-dado por el peróxido de hidrógeno, produciéndose hidroxietanal (CHO− CH2OH)y dióxido de carbono. El hidroxietanal puede reaccionar con el Cu2+procedentede una disolución de CuSO4 · 5H2O, reduciéndolo a Cu+, que precipitaen forma de Cu2O, de color rojo. La reacción es exotérmica, como se pue-de comprobar midiendo la evolución de la temperatura con el transcursode la reacción.

Una posterior adición de peróxido de hidrógeno oxida, en primer lu-gar, al ion Cu+, a Cu2+. Posteriormente, se produce la oxidación deltartrato que da como resultado la formación de hidroxietanal, que nue-vamente reducirá al Cu2+, a Cu+, repitiéndose el proceso anterior.

Figura 1.90: Evolución del color de la disolución

MATERIAL: Termómetro, vasos de precipitados, tartrato sódico

139


potásico, sulfato de cobre pentahidratado, peróxido de hidrógeno de usodoméstico (3 %) y agua destilada

PROCEDIMIENTO: Se prepara en un vaso de precipitados unadisolución de tartrato sódico potásico a la que se añade peróxido dehidrógeno y unas gotas de disolución de sulfato de cobre (II), adqui-riendo la disolución una tonalidad azul . Se mide con un termómetro latemperatura inicial. Con el transcurso del tiempo, dicha temperatura vaaumentando, a la vez que el color de la disolución va cambiando hastatomar una coloración rojo-naranja, característica del óxido de cobre (I)que se forma.

Al añadir posteriormente peróxido de hidrógeno, la disolución tomanuevamente el color azul característico del ion Cu2+, al oxidarse el óxidode cobre (I). La posterior oxidación del tartrato producirá nuevamentehidroxietanal que oxidará al tartrato, repitiéndose el proceso.

140

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Oxidaci%C3%B3n%20del%20tartrato%20con%20per%C3%B3xido%20de%20hidr%C3%B3geno%20Tartrate-Hydrogen%20peroxide%20reaction.mp4


1.54. Oxidación del tiosulfato de sodio conperóxido de hidrógeno.

OBJETIVO: Comprobar el efecto que ejerce una disolución regula-dora sobre la variación del pH de una disolución, en la que se está pro-duciendo ácido sulfúrico por oxidación del tiosulfato de sodio por partedel peróxido de hidrógeno.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El tiosulfato de sodio es oxidado aácido sulfúrico por el peróxido de hidrógeno según la reacción:

Na2S2O3 + 4H2O2 → Na2SO4 +H2SO4 + 2H2O

Si se realiza esta reacción en un medio básico, como el que se obtieneal disolver el tiosulfato de sodio junto con hidróxido sódico, el ácidosulfúrico producido reaccionará con el hidróxido sódico hasta que este seconsuma totalmente. Si, por otra parte, se añade a la anterior disoluciónuna cierta cantidad de acetato de sodio, el ion acetato procedente de estecompuesto experimentará una reacción de hidrólisis. Las reacciones quetienen lugar son las siguientes:

CH3 − COONa → CH3 − COO− +Na+

CH3 − COO− +H2O → CH3 − COOH +OH−

El par CH3 − COOH/CH3 − COO−constituye un mecanismo de re-gulación del pH, de forma que la producción de ácido sulfúrico no produceuna variación rápida, sino gradual, del pH de la disolución.

Figura 1.91: Disolución con acetato (i) y sin acetato (d)

En la fotografía anterior puede observarse que, al añadir indicadoruniversal a dos vasos de precipitados que contienen la misma cantidad

141


de tiosulfato de sodio e hidróxido de sodio disueltos en los mismos volú-menes de agua, con la salvedad de que uno de ellos, correspondiente a ladenominada como disolución A, contiene además una pequeña cantidadde acetato de sodio, la variación del pH con respecto al tiempo es máslenta en la disolución A que en la B, como se pone de manifiesto en elcambio de color de ambas.

MATERIAL: Balanza, vasos de precipitados, tiosulfato sódico, ace-tato sódico, hidróxido de sodio, peróxido de hidrógeno del 30 % , agua ydisolución de indicador universal de pH.

Figura 1.92: Color de las disoluciones A y B al cabo de 30 minutos

PROCEDIMIENTO: Se prepara una disolución A, que contiene2,1 g de tiosulfato de sodio; 1 g de acetato de sodio y 0,2 g de hidróxidode sodio y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 150 mL. Asi-mismo, se prepara una disolución B, que contiene las mismas sustanciasy cantidades que la disolución A, salvo el acetato de sodio, que no seincluye. Por último, preparamos una disolución C, que contiene 14 mLde peróxido de hidrógeno y agua destilada hasta un volumen total de 40mL.

A continuación, ponemos en cada una de las disoluciones A y B unasgotas de disolución de indicador universal de pH, con lo que ambas diso-lucionesw tomarán un color azul-violeta, y añadimos a cada una de ellasla mitad del volumen de la disolución C. Observaremos que al cabo dealgunos segundos, se inicia un cambio de color en la disolución B. Trans-currido algo más de tiempo, los colores de ambas disoluciones tienden aigualarse. Este color se mantiene durante bastante tiempo, lo que podríaindicar que, en las condiciones en que tiene lugar la reacción, el procesoes bastante lento. Al cabo de 30 minutos observaremos que el color de

142


la disolución A ha experimentado una pequeña variación, mientras quela disolución B ha tomado en ese tiempo una tonalidad rojo-naranja,característica de valores bajos de pH.

143

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Oxidacion%20del%20tiosulfato%20con%20per%C3%B3xido%20de%20hidr%C3%B3geno%20Thiosulfate-peroxide%20reaction.mp4


1.55. Evolución de la reacción del tiosulfatosódico con ácido clorhídrico: Procedi-miento colorimétrico.

OBJETIVO: Observar mediante un procedimiento colorimétrico laevolución de la reacción del tiosulfato sódico con ácido clorhídrico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El tiosulfato sódico se combina conel ácido clorhídrico según la reacción:

Na2S2O3+2HCl → 2NaCl + S + SO2 +H2O

Uno de los productos de la reacción es el azufre, que se presenta enestado coloidal, lo que produce un enturbiamiento de la disolución, queva aumentando con el transcurso del tiempo, hasta que la reacción secompleta.

Un procedimiento para seguir la evolución de la reacción es el métodocolorimétrico. En nuestro caso, utilizaremos en lugar de un fotocoloríme-tro, un dispositivo formado por una fotorresistencia, una fuente de lásery un multímetro, dispositivo que hará las veces del fotocolorímetro y nospermitirá observar la evolución del la reacción mediante la variación delvalor de la fotorresistencia, valor que podemos medir con el multímetro.

Figura 1.93: Representación gráfica 1/R-t

Mediante este procedimiento podemos obtener una una representa-ción gráfica de los valores de la resistencia frente al tiempo, lo que nospermitirá a su vez una estimación más o menos aproximada del tiempoque tarda en producirse la reacción. En las anteriores imágenes podemos

144


ver los valores de la inversa de la resistencia en función del tiempo, y lacorrespondiente representación gráfica

.

MATERIAL: Agua destilada, tiosulfato sódico, ácido clorhídrico deuso doméstico, vaso de precipitados, tubos de ensayo, matraz erlenmeyer,fotorresistencia (colocada en el interior de una caja), multímetro, cablesde conexión, y fuente de láser.

Figura 1.94: Dispositivo experimental

PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolución 0,05 M de tiosul-fato sódico y tomamos unos 10 mL de la misma en un tubo de ensayo.Sobre ella se vierte aproximadamente 1 mL de disolución 1 M de ácidoclorhídrico y se observa a simple vista la evolución de la reacción.

Figura 1.95: Azufre coloidal

Posteriormente, se repite el procedimiento anterior pero, en esta oca-sión, el tubo de ensayo se introduce en el recipiente que contiene la fo-torresistencia. Se conectan la fuente de láser y el multímetro y se va

145


observando el valor de la resistencia medida por éste. Al cabo de pocomás de tres minutos, la reacción ha transcurrido completamente.

146

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20tiosulfato%20s%C3%B3dico-%C3%A1cido%20clorh%C3%ADdrico%20Sodium%20thiosulfate-Hydrocloric%20acid%20reaction.mp4


1.56. Reacciones en blanco y negro.

OBJETIVO: Visualizar diversos tipos de reacciones químicas, comoson las de precipitación, ácido-base y oxidación-reducción.

FUNDAMENTO TEÓRICO: En este experimento utilizaremoscuatro disoluciones, que llamaremos A, B, CyD , respectivamente. Lacomposición de cada una de ellas es la siguiente:

Disolución A: Tintura de iodo, vinagre blanco, ácido ascórbico (has-ta desaparición del color característico de la tintura de iodo) y al-midón.

Disolución B: Disolución de lejía (hipoclorito de sodio) en agua.

Disolución C: Disolución de sal de Epsom (MgSO4) y una pequeñacantidad de ácido ascórbico.

Disolución D: Disolución de NH3 de uso doméstico.

Figura 1.96: Disoluciones obtenidas al mezclar A y B (i), y C y D (d)

En la disolución A, la adición de ácido ascórbico produce la reduccióndel I2 a I–, con lo que se pierde el característico color violeta de la tinturade iodo. Al añadir a esta disolución la disolución B, el ion hipocloritopresente en ella producirá la oxidación del ion ioduro a iodo. El conjuntode las dos disoluciones toma el color azul muy oscuro, característico delcomplejo formado por el ion I3

–y el almidón, presente en la disolución A.Por otra parte, la mezcla de las disoluciones C y D provocará la

formación de hidróxido de magnesio, que se pone de manifiesto como unprecipitado de color blanco que enturbia la disolución.

147


Cuando, por último, se mezclan las dos disoluciones obtenidas a partirde A y B por una parte, y de C y D por la otra, el vinagre procedente dela disolución A disuelve el precipitado de hidróxido de magnesio, mientrasel exceso de ácido ascórbico de la disoluciónC reduce al iodo a ioduro.De esta forma desaparecen, tanto la turbidez de la disolución mezcla deC y D, como el color azul oscuro que se forma almezclar las disolucionesA y B.

Figura 1.97: El hipoclorito oxida al ioduro

MATERIAL Y REACTIVOS: matraces erlenmeyer, vasos de pre-cipitados, balanza, probetas, vinagre blanco, amoniaco y lejía de uso do-méstico, tintura de iodo, ácido ascórbico, sal de Epsom (MgSO47H2O) ,almidón y agua.

PROCEDIMIENTO: Se preparan las disoluciones A, B, C y Dsegún se indica en el apartado Fundamento teórico. Se mezclan A yB por una parte, y C y D por la otra. Se observa la aparición de unacoloración azul muy oscura en la mezcla de A y B, y de una turbidezblanquecina en la de C y D. Mezclamos a continuación las dos disolucionesresultantes, observando que la disolución resultante queda incolora.

148

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacciones%20en%20blanco%20y%20negro.mp4


1.57. Propulsión a chorro.

OBJETIVO: Comprobar los efectos visibles de una reacción entreun oxidante enérgico (KMnO4) y el H2O2, que, en este caso actúa comoreductor.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La oxidación es el proceso de pér-dida de electrones, mientras la reducción consiste en la ganancia de elec-trones. La reacción entre permanganato potásico y peróxido de hidrógenose puede descomponer en las siguientes semirreacciones:

MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O Reducción

H2O2 − 2e− → O2 + 2H+ Oxidación

que dan como resultado la reacción global:

2MnO4− + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O

Figura 1.98: Formación de la nube gaseosa

PROCEDIMIENTO: Esta reacción genera un chorro de gas, casiinstantáneo y a gran presión. Para realizar la práctica se utiliza comorecipiente una botella de agua o de refresco de dos litros sujeta a un so-porte. En ella se vierte un volumen de peróxido de hidrógeno (los alumnosrecordarán al público que esta sustancia les puede resultar familiar en su

149


botiquín casero) medido con precisión para no sobrepasar el límite quepueda hacer peligrosa la reacción. A continuación, tomando la precau-ción de alejar la cara de la boca de la botella, se añade una cantidadpreviamente pesada de permanganato potásico, envuelta en un pequeñopapel de filtro (para que todo el permanganato entre a la vez en contactocon el peróxido de hidrógeno).

Se observará que se desprende hacia arriba una nube gaseosa a pre-sión, y se explicará que se trata de una mezcla de oxígeno, producido enla reacción, y vapor de agua. Una vez que cesa la salida de gases, se podráobservar que la reacción producida es muy exotérmica, ya que la disolu-ción de dióxido de manganeso (MnO2) que queda en el medio de reacciónse mantiene hirviendo durante unos minutos. Una aplicación práctica deesta experiencia es la propulsión a chorro, basada en el principio físico de“acción y reacción”, y la concentración de los reactivos, que en este casopuede permitir alcanzar una temperatura de hasta 500º C.

150

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Oxidaciones%20con%20permanganato.mp4


1.58. La pila Daniell.

OBJETIVO: Elaborar una pila utilizando disoluciones 1 M de sulfa-to de cobre pentahidratado y sulfato de zinc, y medir el correspondientepotencial normal. Asimismo, se pretende determinar el potencial de lapila cuando la concentración de una de las especies tiene una molari-dad distinta de 1. Por último, se determinará la concentración de unadisolución problema de alguna de las dos sales antes mencionadas.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La pila Daniell está constituidapor dos semipilas, una de ellas formada por una disolución 1 M deCuSO4·5H2O en la que se introduce un electrodo de cobre, y otra forma-da por una disolución 1 M de ZnSO4 en la que se introduce un electrodode zinc. Las dos semipilas están unidas por un puente salino, constituidopor una disolución concentrada de KCl.

Al unir las dos semipilas mediante el puente salino y conectar loselectrodos al polímetro, éste señala una diferencia de potencial que co-rresponde a la diferencia entre los potenciales normales de reducción yde oxidación, E0

catodo- E0anodo, ya que, aplicando la ecuación de Nernst y

siendo [Cu2+] = 1 y [Zn2+] = 1, tendremos para cada una de las semipilas:

Ecatodo = E0Cu2+/Cu −

0, 059

2log

1

[Cu2+]= E0

Cu2+/Cu

Eanodo = E0Zn2+/Zn

−0, 059

2log

1

[Zn2+]= E0

Zn2+/Zn

Para determinar la concentración de una disolución problema, porejemplo, de CuSO4, formamos la pila con una semipila de ZnSO4 1 M yla otra con la disolución de CuSO4 concentración desconocida. Aplicandola ecuación de Nernst, tendremos:

Epila = E0Cu2+/Cu − E0

Zn2+

/Zn−

0, 059

2log

1

[Cu2+]

La concentración de la disolución de CuSO4 se podrá obtener de:

log [Cu2+] =2(Epila − ECu2+/Cu + EZn2+/Zn)

0, 059(I)

con lo que, al tomar antilogaritmos, obtendremos la concentración dela disolución.

151


MATERIALES: CuSO4·5H2O, ZnSO4, KCl, algodón, agua destila-da, vasos de precipitados, balanza, matraces aforados, tubo en U, polí-metro y cables de conexión.

Figura 1.99: Pila Daniell con disolución de concentración desconocida

PROCEDIMIENTO: Pesamos las cantidades necesarias de CuSO4

y ZnSO4 para preparar disoluciones 1 M. Disolvemos cada una de es-tas cantidades en agua y las introducimos en sendos matraces aforadosde 250 ml, completando con agua hasta enrasar. Pasamos cada una delas disoluciones a un vaso de precipitados y preparamos una disoluciónconcentrada de KCl, introduciéndola a continuación en un tubo en U ytapando los extremos de éste con algodón. Introducimos los electrodos decobre y zinc en las disoluciones de sus respectivos iones, colocamos entreellas el puente salino (disolución de KCl contenida en el tubo en U) yunimos los electrodos metálicos mediante cables de conexión al políme-tro. La medida de éste corresponderá a la diferencia entre los potencialesnormales E0

Cu2+/Cu- E0Zn2+/Zn.

Para determinar la concentración de una disolución problema de CuSO4

se prepara dicha disolución utilizando una cantidad indeterminada de es-ta sal y se procede como anteriormente. La concentración de la disoluciónse podrá obtener de la ecuación (I)

152

http://jpcampillo.es/onewebmedia/La%20Pila%20Daniell.mp4


1.59. Una reacción exotérmica: Zn + Cu2+.

OBJETIVO: Comprobar la espontaneidad y el carácter exotérmicode la reacción entre Zn metálico y una disolución de CuSO4.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Las reacciones de ionización del Cuy del Zn y sus respectivos potenciales normales son:

Cu− 2e− → Cu2+ E0Cu/Cu2+ = −0, 36 V

Zn− 2e− → Zn2+ E0Zn/Zn2+ = 0, 74 V

Por lo que el potencial para la reacción: Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+

será: E0 = 0, 74− (−0,36) = 1, 10 V .Teniendo en cuenta, además, la relación entre el potencial normal de

la reacción y la energía libre de Gibbs, ∆G = −nFE0, veremos que aun potencial positivo le corresponde un valor negativo de ∆G,lo que setraduce en una espontaneidad de la reacción. La energía libre de Gibbspara la reacción será, sustituyendo valores, ∆G0 = −,2 · 96475 · 1, 1 =−212, 25 kJAsí pues, al mezclar una disolución de sulfato de cobre (II)con zinc metálico, tendrá lugar la reducción del ion Cu2+ a Cu metálicoy la oxidación del Zn a Zn2+.

Figura 1.100: Sulfato de cobre, zinc y cobre metálico

Si consideramos la relación ∆G = ∆H − T∆S, despejando, obten-dremos que ∆H = ∆G + T∆S. Suponiendo una temperatura de 298 Ky tomando el valor de ∆S de la reacción, de los siguientes valores:

Zn → Zn2+ ∆S0 = −25, 7− 9, 95 = −35, 65 cal/K

Cu2+ → Cu ∆S0 = 7, 97− (−26, 5) = 34, 47 cal/K

153


Tendremos que, para la reacción global, ∆S0 = −35, 65 + 34, 47 =−1, 18 cal/K = -4,93 J/K. La variación de entalpía para la reacción será,pues:

∆H0 = −212, 25 + 298(−4, 93 · 10−3) = −213, 72 kJ

Este valor negativo de ∆H0 nos indica que la reacción es exotérmica.

MATERIALES: Matraz erlenmeyer de 100 mL, vaso de precipi-tados de 1 L, agitador magnético, termómetro, balanza, gomaespuma,tapón de silicona horadado, tubo de vidrio, sulfato de cobre (II) penta-hidratado, polvo de Zn, y agua

PROCEDIMIENTO: En un matraz erlenmeyer que contiene unvolumen aproximado de 100 mL de agua se disuelven 2,5 g de CuSO4·

5H2O. Se añade 1,3 g de Zn, con el fin de que este reactivo se encuentreen exceso. y un imán recubierto de teflón, tapándose a continuación elmatraz con un tapón horadado, por el que se introduce un termómetro.En nuestro caso, hemos utilizado un termómetro digital que aprecia hastalas décimas de grado. Se rodea el matraz de una capa de gomaespuma,con el fin de minimizar las pérdidas de calor y se introduce el conjuntoen un vaso de precipitados. Se mide la temperatura inicial del sistema yse coloca sobre el agitador magnético, poniendo éste en funcionamiento.Observaremos que la temperatura va aumentando hasta estabilizarse enun valor determinado. En este momento, se detiene el agitador.

CÁLCULOS: Los datos de nuestro experimento han sido los siguien-tes:

Masa de agua y reactivos: 96,2 g

Masa del erlenmeyer: 91 g

Temperatura inicial: 26,8º C

Temperatura final: 30,9º C

Tomando el calor específico del agua y de los reactivos que contiene como1 cal/g·ºC y 0,2 cal/g·ºC para el calor específico del vidrio, podremosponer:

Q = 96, 2·1 (30,9 - 26,8) + 91·0,2 (30,9 - 26,8) =469 cal = 1960,6 J

Por lo que ∆H0 = −1960, 6 J , ya que la reacción es exotérmica.

154


Para un mol de sulfato de cobre, el calor desprendido será:

∆H = −1969, 6249, 7

2, 5= −196723 J ≃ 196, 7 kJ

Lo que nos da un error cercano al 8 % en la medida del calor dereacción.

155

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Una%20reacci%C3%B3n%20exot%C3%A9rmica.mp4


1.60. La pila de Volta.

OBJETIVO: Comprobar que mediante un conjunto de placas dezinc y de cobre alternadas y separadas por un paño humedecido en unácido, se puede obtener una diferencia de potencial, dando lugar a unapila.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Al colocar los electrodos de cobrey de zinc en un medio ácido, tendrán lugar las siguientes reacciones:

Zn0→Zn2++2 e− (Oxidación)

2H++2e−→H2 (Reducción)

Con lo que, la reacción global será:

Zn0+2H+→Zn2++H2

Lo que sucede porque el cobre se oxida con mucha mayor dificultadque el zinc.

MATERIALES: Placas de cobre y de zinc, gomas elásticas, vinagre,bayeta de cocina, hilo de cobre, polímetro y diodo LED.

Figura 1.101: Componentes de la pila de Volta

PROCEDIMIENTO: En primer lugar, formamos una pila utili-zando una placa de cobre y una de zinc, separadas por un cuadrado de

156


bayeta, humedecido en vinagre. Mediante un polímetro se mide la dife-rencia de potencial entre las placas, que resulta ser cercana a 1 voltio.Asociando dos de estas pilas, y conectando entre sus extremos un diodoLED, observaremos que se ilumina. Si intentásemos hacer lo mismo conuna bombilla de linterna (aunque asociemos mayor número de pilas indi-viduales), no obtenemos resultado, puesto que la intensidad suministradapor la pila es muy pequeña. Si se asocian seis de estas pilas individuales,podemos comprobar mediante el polímetro que la diferencia de poten-cial entre los extremos de la asociación es, aproximadamente, seis vecessuperior al valor inicialmente obtenido.

Figura 1.102: Pila de Volta con un limón

(a) (b)

Figura 1.103: Corriente generada al tocar las placas

Basándonos en lo anterior, podemos elaborar una pila con un parde electrodos, uno de cobre y otro de cinc, introducidos, por ejemplo,en un limón. Este nos suministra el medio ácido necesario para que seestablezca una diferencia de potencial entre los dos electrodos

157


Al introducir los electrodos en el limón, se comprueba con el voltí-metro que se produce dicha diferencia de potencial. A continuación, sesustituye el voltímetro por un diodo LED y se observa que éste se ilumina.

Por último, podemos comprobar la resistencia eléctrica del cuerpohumano utilizando una pila de Volta. Si tomamos una placa de cobrey otra de zinc y unimos ambas a un microamperímetro comprobaremosque al colocar las manos, una sobre cada una de las placas, se cerrará elcircuito, con lo que el microamperímetro registrará paso de corriente.

La intensidad de dicha corriente dependerá de la resistencia eléctri-ca ejercida por el cuerpo humano. Dicha resistencia depende tanto defactores característicos de la persona, como pueden ser la edad, el gradode humedad de la piel y otros, como de factores externos, tales como latemperatura o la humedad relativa del aire.

158

http://jpcampillo.es/onewebmedia/La%20pila%20de%20Volta.mp4


1.61. Corrosión electroquímica.

OBJETIVO: Comprobar el fenómeno de la corrosión en un clavode acero, observando la presencia en éste de zonas anódicas, donde seproduce este fenómeno, y de zonas catódicas, donde no se manifiesta.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La corrosión electroquímica consis-te en la oxidación de un metal hasta transformarse en un ion positivo.Dicha corrosión se debe a la formación de pilas electroquímicas, formadaspor un ánodo y un cátodo. En el ánodo, se produce el fenómeno de laoxidación, en el que el metal, introducido en un electrolito, se transformaen un ion positivo. En el cátodo, el proceso que tiene lugar es el inverso,esto es, el de reducción.

Si introducimos un clavo de acero en un electrolito (en nuestro caso,una disolución de cloruro sódico a la que se han añadido pequeñas can-tidades de disolución de ferricianuro potásico y fenolftaleína), se formauna pila electroquímica en la que las zonas anódicas son aquellas en quela energía de enlace entre los átomos es menor que en el resto del clavo,que constituye la zona catódica. Las zonas anódicas son aquellas en quese ha realizado un proceso mecánico, como son la cabeza y la punta, ytambién cualquier otra parte que haya experimentado una deformación.

La existencia de zonas anódicas y catódicas en un clavo se pone demanifiesto al introducirlo en la disolución de electrolito antes menciona-da. En el ánodo se produce el siguiente proceso de oxidación:

Fe− 3 e− → Fe3+

Mientras que en el cátodo, se produce el siguiente proceso de reducción:

O2 + 2H2O+ 4 e− → 4OH−

La presencia del ferricianuro potásico en la disolución da lugar a la si-guiente reacción:

Fe3+ + [Fe(CN)6]3− → Fe[Fe(CN)6]

El Fe[Fe(CN)6]presenta un color azul característico (azul de Prusia).Por otra parte, el proceso de reducción da lugar a la formación de ionesOH−, con lo que la zona que rodea al cátodo tiene un pH alcalino queproducirá el efecto de colorear de rosa la fenolftaleína contenida en ladisolución.

159


Para observar con mayor nitidez las coloraciones producidas, hemospreparado una disolución que, aparte de los componentes antes indicados,contiene agar-agar, lo que proporciona un medio de elevada viscosidadque hace que la aparición de las zonas coloreadas se produzca gradual-mente.

Figura 1.104: Tras quince minutos (i) y dos horas (d)

MATERIALES: Placas de Petri, vaso de precipitados, calefactoreléctrico, cloruro sódico, ferricianuro potásico, fenolftaleína, agar-agar,clavos de acero.

PROCEDIMIENTO: En un vaso de precipitados que contiene 3g de cloruro sódico en un volumen aproximado de 80 mL de disoluciónacuosa, se añade 1 g de agar-agar y se calienta hasta ebullición. Poste-riormente, se añaden a esta disolución unos cristales de ferricianuro depotasio y, aproximadamente, 1 mL de disolución alcohólica de fenolfta-leína. Se vierte la disolución en dos placas de Petri, colocándose en laprimera de ellas un clavo de acero y,en la segunda, un segundo clavo,que hemos doblado previamente. Con el transcurso del tiempo, veremosque, en el primer caso, en los extremos del clavo aparece un color azul deferricianuro ferroso, mientras que el resto del clavo se aprecia una tona-lidad rosada. En el segundo caso (clavo doblado), podemos apreciar que,aparte de los extremos, aparece una tonalidad azul en la zona en que seha producido la curvatura.

En las siguientes imágenes podemos ver el aspecto que presenta cadauno de los clavos, transcurrido un tiempo aproximado de dos horas. En elclavo no deformado se puede apreciar una zona anódica que cubre granparte de su longitud

160


Figura 1.105: Aspecto del clavo no curvado transcurridas unas dos horas

Por otra parte, el clavo deformado presenta, además de las dos ante-riores, una zona anódica que coincide con la zona de deformación.

Figura 1.106: Aspecto del clavo curvado transcurridas dos horas

161

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Corrosi%C3%B3n%20electroqu%C3%ADmica%20Galvanic%20corrosion.mp4


1.62. Electrolisis.

OBJETIVO: Separar el agua y disoluciones de sales en sus compo-nentes por acción de la corriente eléctrica.

FUNDAMENTO TEÓRICO:Al introducir dos electrodos, de grafito en agua con una pequeña

cantidad de disolución de ácido sulfúrico, se producen las siguientes reac-ciones:

2H2O → O2 + 4H+ + 4e− Oxidación2H2O+ 2e− → H2 + 2OH− Reducción

Con lo que, la reacción global será:

2H2O → 2H2 +O2

MATERIALES: Fuente de alimentación, electrodos de grafito, vasode precipitados, tubos de ensayo, agua destilada y disolución de ácidosulfúrico.

Figura 1.107: Electrolisis del agua

PROCEDIMIENTO: Se conecta cada uno de los electrodos a uncable y se introducen en un vaso de precipitados con agua. Se llenan dostubos de ensayo con agua destilada y se introducen, invirtiéndolos en elvaso de precipitados, de forma que cada uno de ellos rodee uno de loselectrodos. Se añaden un pequeño volumen de disolución de ácido sul-fúrico al vaso y se conectan los cables a la fuente de alimentación. Se

162


observará que el nivel del agua en cada uno de los tubos de ensayo vadisminuyendo, debido al desprendimiento de hidrógeno y de oxígeno, res-pectivamente, que desplazarán al agua. Observaremos que la disminuciónde volumen en uno de los tubos será doble que en el otro, lo que se debea que se produce doble volumen de hidrógeno que de oxígeno al pasar lacorriente eléctrica. También se puede realizar electrolisis de disolucionesde sales como, por ejemplo, el sulfato de cobre (II) o el ioduro de potasio.En el primer caso, las reacciones que tienen lugar son:

2H2O → O2 + 4H+ + 4e− Oxidación2Cu2+ + 2e− → 2Cu Reducción

Mientras que en la electrolisis del KI, tendremos:

2I− − 2e− → I2 Oxidación2H2O+ 2e− → H2 + 2OH− Reducción

Figura 1.108: Electrolisis del KI

Por último, en la electrolisis del CuSO4, los procesos serán los siguien-tes:

Cu2+ + 2e− → Cu0 >ReducciónCu0 − 2e− → Cu2+ Oxidación

Hemos utilizado en esta última electrolisis dos electrodos de cobre.Como puede verse en las imágenes siguientes, uno de los electrodos (aquel

163


donde se produce la reducción del ion Cu2+)se recubre de una capa ne-gruzca de cobre metálico,mientras que en el otro electrodo, al producirseel proceso opuesto (paso de Cu0 a Cu2+), se observa un proceso de di-solución del mismo que se puede comprobar por la pérdida de masa queexperimenta, tras haber circulado por él la corriente eléctrica durante uncierto tiempo.

Figure 1.109: Ánodo y cátodo en la electrolisis del sulfato de cobre

164

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Electrolisis%20del%20sulfato%20de%20cobre.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Electrolisis%20del%20KI.mp4


1.63. Acción de un campo magnético sobrecargas en movimiento.

OBJETIVO: Comprobar de forma visual la acción de un campomagnético sobre los iones producidos en el proceso de la electrolisis delagua.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La electrolisis del agua puede pro-ducirse aplicando una diferencia de potencial a una disolución que contie-ne sulfato de sodio. Las semirreacciones que tienen lugar en los electrodosson las siguientes:

Ánodo (oxidación): 2H2O− 4 e− → O2 + 4H+

Cátodo (reducción): 2H2O+ 2 e− → H2 + 2OH−

Con lo que la reacción global será:

2H2O → 2H2 +O2

Del análisis de las semirreacciones se deduce que, en el cátodo, se pro-ducen iones OH−, lo que supone un medio básico en las proximidadesde aquel. Si añadimos unas gotas de disolución de fenolftaleína, vere-mos que ésta adquiere el color característico del medio básico en la zonamencionada.

Cuando la electrolisis se realiza sin aplicar un campo magnético ob-servaremos, aparte del desprendimiento de gases en ambos electrodos(oxígeno en el ánodo e hidrógeno en el cátodo, tal como se ha indicadopreviamente), una coloración rosa-violeta en las proximidades del cáto-do, que se va extendiendo con el paso del tiempo, sin manifestar el aguacoloreada ningún movimiento especial.

Cuando colocamos un imán cuyo campo magnético actúa perpendi-cularmente a la superficie del agua, observaremos, al igual que cuandono se aplica campo magnético, el desprendimiento de gases en los elec-trodos y la coloración de la zona cercana al cátodo pero, aparte de esto,observaremos que la zona coloreada por el indicador se desplaza respectoal cátodo con un movimiento de giro, que será en el sentido contrarioal de las agujas del reloj cuando la cara Norte del imán se enfrente ala superficie del líquido, mientras que el sentido de giro será el opuestocuando la cara enfrentada a dicha superficie sea la Sur.

Existe una sencilla regla, que relaciona la fuerza sobre una corriente,la intensidad de ésta y el campo magnético aplicado. Esta es la que

165


se denomina Regla de la mano izquierda. La aplicación de dicha reglapermite justificar el sentido de giro en cada caso.

Figura 1.110: Rotación de la corriente de iones

Aparte de lo dicho anteriormente, hay que tener en cuenta que en elánodo aparecen iones positivos, por lo que, al aplicar el campo magnéticoanterior, dichos iones se desplazarán en sentido contrario a los iones OH−,de forma que si estos últimos giran en el sentido contrario a las agujasdel reloj, los iones positivos lo harán en el sentido horario, lo que quedade manifiesto en la imagen anterior (fotografía de la derecha).

MATERIALES: Fuente de alimentación, cables de conexión, imánde neodimio, pinzas de cocodrilo, cápsula Petri, agua, sulfato de sodio yfenolftaleína.

Figura 1.111: Desprendimiento de gases en los electrodos

PROCEDIMIENTO: Conectamos uno de los extremos de cada ca-ble a la fuente de alimentación. El otro extremo, dotado de una pinzade cocodrilo, se sujeta a la cápsula Petri, intentando que las dos pinzas

166


queden diametralmente opuestas. Se vierte agua con una cierta cantidadde sulfato de sodio disuelto y se conecta la fuente de alimentación. Serealiza el experimento tres veces. En la primera, la electrolisis se realizaen ausencia de campo magnético, mientras que en la segunda y la tercera,se aplica un campo magnético de sentido contrario en una respecto a laotra.

Aparte del desprendimiento de hidrógeno y oxígeno (ver imagen an-terior), observaremos que la zona coloreada por el indicador tiende aextenderse, sin un movimiento claramente definido (en ausencia de cam-po magnético), y con un movimiento de giro, partiendo de cada uno delos electrodos (cuando se aplica dicho campo).

Figura 1.112: Fuerza sobre los iones

En la imagen anterior puede verse la fuerza que, debida al campomagnético, B, actúa sobre los iones positivos (en rojo) y sobre los ionesnegativos (en negro).

167

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Movimiento%20de%20iones%20bajo%20un%20campo%20magn%C3%A9tico.mp4


1.64. Determinación experimental de la cons-tante de Faraday.

OBJETIVO: Obtener de forma numérica la constante de Faradaymediante la electrolisis del agua.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una parte del fundamento teóricode esta práctica lo constituye lo visto en el apartado anterior, Elec-

trolisis, sin embargo, nos centraremos ahora en la determinación de laconstante F de Faraday.

Cuando hacemos pasar la corriente eléctrica por una cuba electrolí-tica que contiene agua con una pequeña cantidad de ácido sulfúrico, sedesprenderá hidrógeno en un electrodo y oxígeno en el otro. La cantidadde cada uno de estos elementos que se libera depende de la cantidad decarga eléctrica que circule a través de la cuba. Cuando dicha carga equi-vale a la de un mol de electrones, es decir, el producto del número deAvogadro por la carga del electrón, producto cuyo valor aproximado es96500 C, se depositará en cada uno de los electrodos lo que se conocecomo un equivalente electroquímico. Los procesos de desprendimiento dehidrógeno y oxígeno pueden ser representados de la forma:

2H+ + 2e− → H2

2O2− − 4e− → O2

por lo que para obtener 1 mol (2 gramos) de hidrógeno, se necesitan dosmoles de electrones (2 F), mientras que para depositar un mol de oxígeno,esto es, 32 gramos, serán precisos 4 moles de electrones (4 F). De estaforma, podremos poner que 96500 C ( 1 mol de electrones) darán lugaral desprendimiento de 2/2 = 1 gramo de hidrógeno o 32/4 = 8 gramosde oxígeno.

De esta forma, al hacer pasar una cierta cantidad de electricidad, Q,podremos establecer las siguientes relaciones:

1 gH2

96500C=

x g H2

Q

8 gO2

96500C=

y gO2

Q

MATERIALES: Fuente de alimentación, voltámetro de Hoffmanncon electrodos de platino, cronómetro, barómetro, termómetro, agua des-tilada y disolución de ácido sulfúrico.

168


PROCEDIMIENTO: En primer lugar, medimos la presión (P) y latemperatura (T) en el laboratorio. A continuación, conectamos el voltá-metro, que contiene agua y una pequeña cantidad de ácido sulfúrico, a lafuente de alimentación y ponemos ésta y el cronómetro en funcionamien-to, tras haber medido el volumen inicial de agua (V0) en el voltámetro.Transcurrido un tiempo t, desconectamos la fuente de alimentación ymedios el volumen de agua en cada una de las ramas del voltámetro (VH

para la rama donde se desprende el hidrógeno y VO para la rama dondese recoge el oxígeno).

Figura 1.113: Voltámetro de Hoffmann

CÁLCULOS: Los datos obtenidos en nuestro experimento son lossiguientes: P = 1015,9 mb (equivalentes a 1,003 atm); T = 288,4 K; V0=9 ml; VH= 43,8 ml; VO= 26 ml; I = 0,16 A, t = 30 minutos. Aplicandola ecuación de estado de los gases ideales, PV = nRT, tendremos:

Hidrogeno :1, 003 · (43, 8− 9) · 10−3 =m

20, 082 · 288, 4

Oxıgeno :1, 003 · (26− 9) · 10−3 =m′

320, 082 · 288, 4

de donde se obtiene m = 2,95·10−3 g de hidrógeno y m′= 2,306·10−2gde oxígeno. A continuación, podemos plantear las siguientes igualdades:

1 gH2

F=

2, 95 · 10−3 g H2

Q(1)

8 gO2

F=

2, 306 · 10−2 gO2

Q(2)

169


siendo Q el producto de la intensidad por el tiempo, 30·60·0,16 = 288 C.Despejando en cada una de las igualdades, obtenemos:

(1) F = 97603C

(2) F = 97627C

Como se puede comprobar a partir de los datos experimentales, elvolumen de hidrógeno recogido no es exactamente el doble del volumende oxígeno, lo cual hace que aparezca una diferencia entre los valores deF obtenidos a partir de los datos de cada uno de los elementos.

Debe hacerse constar que el objetivo de esta práctica es la descripciónde un procedimiento para calcular F y la obtención del correspondientevalor con las limitaciones del material de que se dispone, mas que laobtención de un valor con una elevada precisión.

170

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Constante%20de%20Faraday.mp4


1.65. Isomería en Química orgánica.

OBJETIVO: Introducir el concepto de isomería en compuestos or-gánicos desde un punto de vista práctico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: No corresponde a este trabajo el

desarrollo exhaustivo del concepto y los distintos tipos de isomería, sinoque, más bien, nuestra pretensión es la visualización mediante modelosmoleculares y un software gratuito, de ejemplos sencillos de cada uno delos tipos de aquella, que previamente has sido explicados teóricamente.

En la siguiente tabla podemos ver, de forma resumida, los distintostipos de isomería que pueden darse habitualmente en compuestos orgá-nicos.

Figura 1.114: Distintos tipos de isomería

MATERIALES: Caja de modelos moleculares, software gratuitoACD Labs 12.0, que incluye los programas ChemSketch (represen-tación de compuestos orgánicos) y 3D Viewer (visor de compuestosorgánicos que permite apreciar sus estructuras, así como realizar unaanimación de dichos compuestos).

PROCEDIMIENTO: Atendiendo a la tabla anterior, procedemos a

171


construir los modelos que representen a cada uno de los tipos de isomería.A continuación, y mediante el programa ChemSketch, reproducimos elmodelo de la molécula que hemos construido.

Figura 1.115: Captura de imágenes de propanal (i) y propanona (d)

Figura 1.116: Molécula del ácido láctico

En las imágenes anteriores pueden verse unas capturas de imagende la animación de las moléculas de propanal y propanona (isómerosde grupo funcional), así como el modelo molecular construido del ácidoláctico (2-hidroxipropanoico).

172

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Isomer%C3%ADa%20en%20Qu%C3%ADmica%20Org%C3%A1nica.mp4


1.66. Polarización y actividad óptica.

OBJETIVO: Comprobar de forma experimental el proceso de po-larización de la luz y verificar cómo, al atravesar la luz polarizada unadisolución de sacarosa en agua, se produce una variación en el plano depolarización de la luz.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La luz es una onda electromagnéti-ca transversal, es decir, la vibración de los campos eléctrico y magnéticoque la componen, es perpendicular a la dirección de propagación. Si su-ponemos que la luz se propaga a lo largo del eje X, supuesto un plano devibración para el campo magnético, el plano de vibración para el campoeléctrico puede ser cualquiera perpendicular a dicho eje, si la luz no estápolarizada. Si, por el contrario, el plano de vibración del campo eléctricoes siempre el mismo, diremos que la luz está polarizada linealmente.

Figura 1.117: Onda electromagnética

En la práctica que se describe a continuación, obtenemos luz polari-zada mediante el fenómeno de la absorción: cuando sobre una determi-nada lente, que denominaremos polarizador, se hace incidir una luz, nose absorbe energía cuando aquella incide en una determinada dirección,aunque sí para cualquier otra. De esta forma, el campo eléctrico corres-pondiente a la luz que atraviesa la lente vibrará en un único plano. Siesta luz se hace atravesar una segunda lente (denominada analizador),observaremos que, al girar ésta, podemos observar que para, un determi-nado angulo, la luz parece extinguirse. Si seguimos girando el analizador,obtendremos una posición en la que la intensidad luminosa será máxima.

173


Entre estas situaciones extremas, se dan una serie de situaciones inter-medias, en las que la intensidad luminosa estará comprendida entre losvalores máximo y mínimo.

Un efecto interesante de determinadas sustancias es el de desviar elplano de vibración de la luz polarizada. Este tipo de sustancias que deno-minaremos ópticamente activas, debe poseer uno o más carbonos asimé-tricos, es decir, átomos de carbono unidos a cuatro sustituyentes diferen-tes, tal como puede verse en la siguiente imagen, en la que el átomo decarbono aparece representado con color azul. Para este tipo de sustancias,

Figura 1.118: Carbono asimétrico

se cumple la ley de Biot, que podemos representar por la expresión:

α = α0 · l · c

Siendo α el ángulo que ha girado el plano de vibración de la luz polari-zada, α0, el poder rotatorio específico, característico de la sustancia, l ,la longitud de la disolución atravesada por la luz, expresada en cm, y c,la concentración de la disolución, expresada en g/L. En nuestro experi-mento, dado que no pueden realizarse medidas precisas, nos limitaremosa comprobar de forma cualitativa, cómo varía el ángulo de giro antesmencionado con la concentración de una disolución, en nuestro caso, desacarosa.

MATERIALES: Puntero láser, lentes polarizadas, fotorresistencia,pantalla, multímetro, cables de conexión, vaso de precipitados, disolucio-nes de sacarosa en agua de diversas concentraciones.

PROCEDIMIENTO: Dados los materiales utilizados, no es posibleuna medición precisa de los ángulos o de la intensidad luminosa. Para

174


paliar este inconveniente, hemos utilizado una fotorresistencia (resisten-cia cuyo valor varía en función de la intensidad luminosa que incide sobreella), lo que nos permite establecer una relación de carácter cualitativoentre el ángulo de giro y la intensidad luminosa.

Comprobación de la polarización de la luz: Se colocan las dos lentespolarizadas de forma que al incidir la luz del láser, en la pantallano se aprecie el haz luminoso. Girando una de las dos lentes, con-seguiremos que sobre la pantalla aparezca un punto luminoso cuyaintensidad irá variando con el ángulo de giro y que, de forma másprecisa, podremos comprobar con el valor de la resistencia, medidocon el multímetro, de la fotorresistencia utilizada.

Figura 1.119: Relación entre intensidad luminosa y resistencia

Influencia de la concentración de una disolución en el cambio delplano de polarización de la luz: Colocamos en el camino seguido porel haz de láser dos disoluciones de concentraciones una doble quela otra. Observaremos que, en ambos casos, el plano de vibraciónde la luz polarizada será desviado. Comprobaremos, de la mismaforma, que el ángulo de desviación para la disolución de mayorconcentración será aproximadamente el doble del correspondientea la disolución más diluida.

175

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Polarizaci%C3%B3n%20y%20actividad%20%C3%B3ptica.mp4


1.67. Reacción del acetileno con cloro.

OBJETIVO: Observar la reacción entre el acetileno y el cloro, reac-ción muy exotérmica y espontánea, que se manifiesta mediante la apari-ción intermitente de llamas.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La lejía se obtiene haciendo pasarcloro sobre una disolución de hidróxido sódico, produciéndose la reacción:

Cl2 + 2NaOH ⇋ NaClO + NaCl + H2O

Cuando a una muestra de lejía le añadimos un ácido (en nuestra práctica,ácido sulfúrico), se retiran iones OH−con lo que el equilibrio anterior sedesplaza hacia la izquierda, produciéndose el desprendimiento de clorogaseoso.

Por otra parte, si añadimos ácido sulfúrico a una muestra de carburocálcico, se produce la siguiente reacción:

CaC2 +H2SO4 → CaSO4 + C2H2

Si a una disolución de ácido sulfúrico se le añade unos mililitros delejía y una pequeña cantidad de carburo de calcio, se producirán cloro yacetileno, que reaccionarán entre sí según:

Cl2 + C2H2 → 2C + 2HCl

Esta reacción es espontánea y sumamente exotérmica, por lo que seproducirán llamas de forma intermitente.

Figura 1.120: Deposición del negro de humo

Se observa la aparición de vapores blancos de cloruro de hidrógeno,así como la formación de negro de humo (hollín), que se deposita en las

176


paredes del vaso donde se produce la reacción, a la vez que se mezcla conlos vapores antes indicados.

MATERIALES: Agua, lejía de uso doméstico, ácido sulfúrico, car-buro de calcio y vasos de precipitados.

PROCEDIMIENTO: Se prepara una disolución de ácido sulfúri-co aproximadamente 2 M. Se vierte sobre esta disolución un volumende unos 5 mL de lejía, aproximadamente. Se observa inmediatamente laaparición de un color verdoso, debido a la liberación de cloro. A conti-nuación, se añade un pequeño trozo de carburo de calcio. Casi de formainmediata, el acetileno producido en la reacción con el ácido sulfúrico secombina con el cloro. La reacción es muy exotérmica y produce llamasde forma intermitente.

Figura 1.121: Reacción acetileno-cloro

Se observa también la formación de humos blancos de cloruro de hi-drógeno, mezclados con negro de humo (hollín), que, a su vez, se depositaen las paredes del vaso de precipitados.

177

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20acetileno-cloro%20Chlorine-acetylene%20reaction.mp4


1.68. Reacciones del acetileno con perman-ganato potásico.

OBJETIVO: Comprobar que la oxidación del acetileno con perman-ganato potásico da lugar va distintos productos según se produzca enmedio ácido o básico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El acetileno se oxida a ion oxalatosegún el proceso:

C2H2 + 4H2O− 8 e− → OOC− COO2− + 10H+

Mientras que el permanganato puede experimentar los siguientes procesosde reducción, según el medio se ácido o básico:

a) En medio básico:

MnO−

4 + e− → MnO2−4

MnO2−4 + 2H2O+ 2 e− → MnO2 + 4OH−

b) En medio ácido:

MnO−

4 + 4H+ + 3 e− → MnO2 + 2H2O

MnO2 + 4H+ + 2 e− → Mn2+ + 2H2O

Como se ha indicado, en medio básico, se produce en primer lugar elion manganato, MnO2−

4 para, posteriormente reducirse éste a dióxido demanganeso. Si el medio es ácido, se produce en primer lugar dióxido demanganeso que es reducido posteriormente a ion Mn2+

MATERIALES: Tubos de ensayo, tapón de corcho, tubo de silicona,agua, carburo de calcio, permanganato potásico, disoluciones 0,1 M deácido sulfúrico y de hidróxido de sodio.

PROCEDIMIENTO: En un tubo de ensayo se colocan unos 10 mLde disolución 0,1 M de NaOH y se añaden unos cristales de KMnO4. En unsegundo tubo se coloca una pequeña cantidad de CaC2y se añade agua,cerrando inmediatamente el tubo con el tapón de corcho, del que saleun tubo de silicona, cuyo otro extremo se introduce en el tubo de ensayoque contiene la disolución de NaOH. Al burbujear el C2H2a través de estadisolución, se observará, en primer lugar, el cambio de color de la mismaa verde, característico del ion manganato, MnO2−

4 , para, posteriormente,

178


apreciar la formación de un precipitado de color marrón de dióxido demanganeso.

Figura 1.122: Ion manganato (i) y MnO2(d)

La forma de realizar el segundo experimento es la misma. En estecaso, se sustituye la disolución de NaOH por la de H2SO4. Al burbujearel acetileno a través de esta disolución, observamos en primer lugar laformación de dióxido de manganeso, de color marrón. Con el transcursodel tiempo, esta sustancia se reduce a ion Mn2+, incoloro o ligeramenterosado.

Figura 1.123: Reducción del MnO2

179

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20acetileno-permanganato.mp4


1.69. Reacción de Fehling.

OBJETIVO: Observar el poder reductor de determinados azúcaresque, con el reactivo de Fehling, dan lugar a la formación de un precipitadorojizo de Cu2O.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El reactivo de Fehling está formadopor dos disoluciones, denominadas reactivos de Fehling A y B, respecti-vamente. El primero de ellos es una disolución de 7 g de sulfato de cobrepentahidratado (CuSO4·5H2O) en agua destilada hasta un volumen de100 mL. El reactivo Fehling B se obtiene disolviendo en agua destilada35 g de tartrato sódico potásico, K Na C4H4O6·4H2O y 12 g de hidróxidosódico, NaOH, hasta un volumen de 100 mL.Ambos reactivos se guardanpor separado.

La reacción de Fehling es característica de los aldehidos, y puede serrepresentada de la siguiente forma:

Figura 1.124: Reacción de Fehling

Un azúcar reductor se caracteriza por tener un grupo carbonilo (-CHO) en el extremos de la molécula, es decir posee un grupo aldehido.Por tanto, este tipo de sustancias darán reacción positiva con el reactivode Fehling. Un ejemplo de este tipo de azúcares reductores es la glucosa.Por el contrario, la sacarosa no posee ningún grupo carbonilo en el extre-mo de la molécula, por lo que dará un resultado negativo con la reacciónde Fehling.

Al mezclar los dos reactivos, tiene lugar la siguiente reacción:

Cu2+ + 2OH− → Cu(OH)2

El hidróxido de cobre (II) presenta un color azul más intenso que el dela disolución de sulfato de cobre pentahidratado. la finalidad del tartratosódico potásico es la de evitar la precipitación de dicho hidróxido. Enpresencia de un azúcar reductor, al calentar, el hidróxido de cobre (II)pasa a formar un precipitado de óxido de cobre (I).

MATERIALES: Agua destilada, glucosa, sacarosa, tartrato sódi-co potásico, hidróxido sódico, sulfato de cobre pentahidratado, vaso deprecipitados, tubos de ensayo, placa calefactora (o mechero Bunsen).

180


PROCEDIMIENTO: Se mezclan los contenidos de los tubos conlos reactivos A y B, observándose el cambio a una coloración azul intensa.Se añade a continuación una pequeña cantidad de disolución de glucosay se calienta al baño María. Al cabo de unos minutos el contenido deltubo ha cambiado a una coloración marrón y se observa la formación deun precipitado de Cu2O de color rojo ladrillo

Figura 1.125: Precipitado de Cu2O

Se repite a continuación la prueba, utilizando en esta ocasión sacarosaen lugar de glucosa. Podremos observar que no se produce un cambio decoloración, lo que demuestra que la sacarosa no posee grupo carbonilo enel extremo de la molécula.

Figura 1.126: Ensayos de Fehling negativo (i) y positivo (d)

Si al tubo que contiene el precipitado de Cu2O se le añade una ciertacantidad de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada de diez volúmenes, deuso doméstico), comprobaremos que el Cu+ se oxidará a Cu2+, aparecien-do una coloración azul en el tubo, que desaparece de forma instantánea al

181


consumirse el agua oxigenada, tal y como puede observarse en la siguientesecuencia de imágenes.

Figura 1.127: Oxidación del Cu+a Cu2+

182

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20de%20Fehling%20Fehling's%20solution.mp4


1.70. Combustión de la nitrocelulosa.

OBJETIVO: Observar la rápida combustión de la nitrocelulosa encomparación con la del algodón ordinario, así como poner de manifiestola casi inexistencia de residuos en la combustión de aquella.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La nitrocelulosa es un compuestoque puede obtenerse por nitración de la celulosa, [C6H10O5]n utilizandouna mezcla de ácidos nítrico y sulfúrico en proporción aproximada envolumen de 1/3. El ácido sulfúrico retiene el agua formada al reaccionarla celulosa con el ácido nítrico y evita la dilución de éste. Al mezclar losácidos nítrico y sulfúrico se produce un notable aumento de la tempera-tura. Para realizar la nitración, debe esperarse hasta que la temperaturade esta mezcla de ácidos no supere los 30º C, puesto que, en caso con-trario, se produce la emisión de óxidos de nitrógeno, de color pardo. Lareacción de nitración es la siguiente:

C6H10O5 + 3HNO3 → C6H7O5(NO2)3‘ + 3H2O

MATERIALES: Vasos de precipitados, flash fotográfico, ácido ní-trico, ácido sulfúrico, polvo de grafito y agua destilada.

Figura 1.128: Combustión de la nitrocelulosa

PROCEDIMIENTO: La combustión de la nitrocelulosa se verifi-cará de tres formas:

1. Por medio de una llama: Se coloca un trozo de algodón junto a otrode nitrocelulosa. Ser acerca una llama a cada uno y se observa el

183


diferente comportamiento: El algodón se quema lentamente dejan-do un abundante residuo, mientra que la nitrocelulosa se inflamamuy rápidamente y no deja apenas residuo al quemarse.

2. Por calentamiento: La temperatura de inflamación de la nitroce-lulosa es de 120º C, aproximadamente. Colocamos una porción denitrocelulosa sobre un calefactor eléctrico y observamos que, al cabode poco tiempo, se produce la inflamación espontánea de aquella.

3. Por absorción de energía luminosa: Cuando se dispara un flash fo-tográfico sobre una muestra de nitrocelulosa, no se produce ningúncambio. Sin embargo,si se oscurece la nitrocelulosa con polvo degrafito, el destello del flash provocará la ignición de aquella. Estoes debido a la mayor absorción de la energía luminosa por parte deuna superficie de color negro, mientras que una superficie blancarefleja gran parte de dicha energía.

184

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Combusti%C3%B3n%20de%20la%20nitrocelulosa.mp4


1.71. Combustión de la peroxiacetona.

OBJETIVO: Al igual que en la práctica anterior, Combustión de

la nitrocelulosa , se trata de observar la combustión sumamente rápidade un producto, en este caso la peroxiacetona, y, al igual que en el casode la nitrocelulosa, la práctica inexistencia de resíduos.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La peroxiacetona es un compues-to obtenido por reacción de acetona (propanona, CH3- CO - CH3) yperóxido de hidrógeno, H2O2 en presencia de ácido clorhídrico como ca-talizador. la peroxiacetona así obtenida es una mezcla de sustancias enla que predomina el trímero, de fórmula C9H18O6.

La peroxiacetona es una sustancia muy inestable, que arde con granvelocidad en cantidades menores de 2 g, por contacto con una llama oun alambre a elevada temperatura, según la reacción:

2C9H18O6 + 21O2→18CO2 + 18H2O

Figura 1.129: Combustión de la peroxiacetona

MATERIALES: Vasos de precipitados, papel de filtro, embudo, vi-drio de reloj, acetona, peróxido de hidrógeno al 30 % y ácido clorhídrico.

PROCEDIMIENTO: Preparamos en primer lugar una pequeñacantidad de peroxiacetona, mezclando 5 mL de acetona con la mismacantidad de peróxido de hidrógeno y unas gotas de ácido clorhídrico. Alcabo de unas horas se aprecia la formación de unos cristales blancos deperoxiacetona. Se filtran y se lavan con agua destilada, dejando poste-riormente que sequen.

Podmos comprobar la rapidez de la combustión de esta sustanciaal acercarle una llama o un alambre calentado al rojo. En la siguiente

185


secuencia de imágenes podemos ver la evolución de la bola de fuego quese produce al acercar un alambre al rojo.

Figura 1.130: Evolución de la bola de fuego

186

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Peroxiacetona.mp4


1.72. Elaboración de un polímero.

OBJETIVO: A partir de materiales cotidianos como el adhesivovinílico (cola blanca de la que se emplea para pegar madera y en lastareas escolares) y el perborato de sodio (usado para la higiene dental)obtendremos un polímero, sustancia diferente, con nuevas propiedades.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Las reacciones químicas permitentransformar la materia, y a partir de unas sustancias conseguir obtenerotras con nuevas propiedades. En este experimento vamos a obtener apartir de sustancias tan cotidianas como la cola blanca (usada en lasactividades de plástica) y el perborato de sodio (usado en la higienebucal) un nuevo material, un polímero con propiedades bien diferentesy con una elasticidad importante. Estudiaremos además la acción de unácido (el ácido acético del vinagre) sobre el polímero fabricado.

MATERIAL: Adhesivo vinílico (cola blanca), perborato dental (per-borato sódico :NaBO3 . 4 H2O), vinagre.

PROCEDIMIENTO: En un vaso pequeño de precipitados pone-mos una cucharada de cola blanca y añadimos más o menos la mismacantidad de agua destilada, moviéndolo hasta que se disuelva. En otrovaso pequeño ponemos una cucharadita de perborato sódico y añadimosagua hasta la mitad del vaso. Agitamos para que se disuelva. Se vierteuna cucharada de la disolución de perborato sobre la disolución de colablanca y se mueve con la cuchara. Se produce la reacción química y seobservará que se va formando una masa viscosa. Si es necesario puedesañadir más disolución de perborato. Separa la masa viscosa y observasus propiedades. Podemos hacer una bola y dejarla botar, observa lo queocurre. (No debes llevarte la sustancia a la boca, ni ponerla sobre la ropao muebles. Al terminar debes lavarte bien las manos)

Sigue experimentando:

Puedes probar con distintas proporciones de cola blanca y agua yobservar que se obtienen sustancias con distintas consistencias y aspecto(unas veces en hilos, otras más pulverulentas, etc). Puedes añadir tambiénunas gotas de colorante alimentario a la disolución de cola blanca paradarle color. Prueba a dejar secar durante unos días la bola fabricada yobserva las nuevas propiedades. También puedes ver qué ocurre cuandosumerges el polímero obtenido en vinagre.

187


EXPLICACIÓN:

La cola blanca es un adhesivo vinílico. En unos casos contiene alcoholpolivinílico y en otros acetato de polivinilo. En ambos casos se trata deun polímero de cadena muy larga. Al añadir el perborato de sodio, susmoléculas forman enlaces que sirven de puente entre dos cadenas poli-vinílicas, se forma un polímero entrecruzado que tiene unas propiedadesdiferentes al polímero inicial.

Figura 1.131: Polímero

188

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Elaboraci%C3%B3n%20de%20un%20pol%C3%ADmero.mp4


1.73. Elaboración de un polímero (2ª parte):La síntesis del nylon 6,10.

OBJETIVO: Observar la formación del nylon 6.10 a partir de lareacción entre un dicloruro de diácido y una diamina.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El nylon 6,10 es una poliamida quese obtiene por reacción entre una diamina y un diácido o un dihaluro deácido. Como quiera que la denominación del nylon se forma a partir delnúmero de carbonos de la diamina y del dihaluro de ácido, al tratarsedel nylon 6,10, el número de carbonos de la diamina será de seis (hexa-metilendiamina), mientras que el del dicloruro de ácido será de diez (portanto, el dihaluro de ácido será el dicloruro de decanodioilo o cloruro desebacoilo) . La reacción global es la siguiente:

H2N− (CH2)6 − NH2 + Cl− CO− (CH2)8 − CO− Cl

↓

−[−CO − (CH2)8 − CO− NH− (CH2)6 − NH−]n −+HCl

MATERIALES: Cloruro de sebacoilo, tetracloruro de carbono, he-xametilendiamina, agua destilada, pipeta, vasos de precipitados, pinzasy varilla de vidrio.

Figura 1.132: El nylon 6.10

PROCEDIMIENTO: Se disuelven 2,2 g de hexametilendiamina enagua hasta un volumen de 25 mL. Preparamos una segunda disolución to-mando 1 mL de cloruro de sebacoilo y añadiendo tetracloruro de carbono

189


hasta un volumen de 50 mL. Se vierte con mucho cuidado la disoluciónde cloruro de sebacoilo sobre la de hexametilendiamina. Observaremosen la interfase entre ambas disoluciones (téngase en cuenta que los disol-ventes son inmiscibles) la formación de una película blanca e irregular(debido a que contiene burbujas de aire)de nylon 6,10. Tras eliminar estaprimera película se procede, utilizando las pinzas, a extraer el polímeroenroscando el hilo obtenido sobre la varilla de vidrio. El nylon obtenidopuede ser coloreado utilizando colorantes, como pueden ser el verde debromocresol o el azul de metileno.

190

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Pol%C3%ADmeros%20II.mp4

Índice de figuras

1.1. Ensayos a la llama . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 81.2. Determinación de la masa molecular del butano . . . . . 91.3. El volumen varía con la presión . . . . . . . . . . . . . . 111.4. Dimensiones del tubo de silicona . . . . . . . . . . . . . . 121.5. Variación del volumen con la presión . . . . . . . . . . . 131.6. Estimación del volumen del matraz . . . . . . . . . . . . 141.7. Incremento de volumen . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151.8. ley de Gay-Lussac: dispositivo experimental . . . . . . . 161.9. Fluorescencia emitida por distintos líquidos . . . . . . . . 201.10. Fluorescencia de un escorpión . . . . . . . . . . . . . . . 211.11. Fluorescencia en la calcita . . . . . . . . . . . . . . . . . 211.12. Fluorescencia en fluorita (i) y ópalo (d) . . . . . . . . . . 221.13. Fluorescencia en azúcar y arroz . . . . . . . . . . . . . . 221.14. Fluorescencia en un detergente . . . . . . . . . . . . . . . 231.15. Fluorescencia de un billete . . . . . . . . . . . . . . . . . 231.16. Difusión de un colorante en agua . . . . . . . . . . . . . 241.17. Membrana interior y exterior al cabo de 9 horas . . . . . 251.18. Difusión al cabo de 9 horas . . . . . . . . . . . . . . . . . 251.19. Proceso de ósmosis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 281.20. Medida de la entalpía de vaporización . . . . . . . . . . . 291.21. Temperatura de la mezcla frigorífica a los dos minutos . . 311.22. Variación de la temperatura con el tiempo . . . . . . . . 321.23. Congelación del agua en el tubo de ensayo . . . . . . . . 331.24. Variación de temperatura en la hidrólisis del cloruro amónico 331.25. Materiales utilizados en la práctica . . . . . . . . . . . . 351.26. Ley de Hess . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 401.27. Complejos del Cu2+con Cl− y con H2O . . . . . . . . . . 411.28. Ensayos a la llama de las dos disoluciones de Cu¨2+ . . . 421.29. Conductividad para disoluciones 0,0025 M (i) y 0,05 M (d) 43

191


1.30. Disolución de la sacarosa en agua . . . . . . . . . . . . . 441.31. Conductividad frente a concentración . . . . . . . . . . . 461.32. Combustión al añadir agua . . . . . . . . . . . . . . . . . 481.33. Reacción Al - I2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 511.34. Vapores de iodo y humos de AlI3 . . . . . . . . . . . . . 511.35. Reacción del zinc y el azufre . . . . . . . . . . . . . . . . 531.36. Residuo de las reacciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . 531.37. Reacción etanol-aire . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 541.38. Material utilizado en la reacción etanol-oxígeno . . . . . 551.39. Arco eléctrico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 551.40. Reacción reloj . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 561.41. Oxidación del iodo a ion iodato . . . . . . . . . . . . . . 581.42. El arco iris químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 591.43. Combustión de una golosina . . . . . . . . . . . . . . . . 631.44. Pila galvánica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 651.45. Desprendimiento de hidrógeno . . . . . . . . . . . . . . . 661.46. Transformaciones de la superficie de cobre . . . . . . . . 661.47. Variación de la luminosidad con el tiempo . . . . . . . . 681.48. Montaje experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 691.49. Proceso de deshidratación del azúcar . . . . . . . . . . . 701.50. Fases de la reacción de Briggs-Rauscher . . . . . . . . . . 721.51. “Pasta de dientes” . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 751.52. Cristalización del acetato de sodio . . . . . . . . . . . . . 781.53. Extracción del yodo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 791.54. Sublimación del yodo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 811.55. Equilibrio sólido-gas para el ácido benzoico . . . . . . . . 831.56. Sublimación inversa del ácido benzoico . . . . . . . . . . 841.57. Cromatografía en papel de filtro . . . . . . . . . . . . . . 861.58. Ensayos con metanol y etanol . . . . . . . . . . . . . . . 871.59. Transformaciones cromato-dicromato . . . . . . . . . . . 901.60. Evolución de la coloración al calentar . . . . . . . . . . . 911.61. Efecto de la adición de NH4Cl . . . . . . . . . . . . . . 921.62. Equilibrio NO2/N2O4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 951.63. Precipitados . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 971.64. Precipitación y redisolución del hidróxido de cobre . . . . 981.65. Distintos aspectos del PbI2 . . . . . . . . . . . . . . . . . 1001.66. El surtidor de amoniaco . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1011.67. Tres colores . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1031.68. Medida de la masa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106

192


1.69. Medida del pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1071.70. Estructura de la antocianidina . . . . . . . . . . . . . . 1081.71. Escala de colores para pH 0-7 (i) y 7-14 (d) . . . . . . . 1091.72. Comportamiento de ácidos y bases de uso doméstico . . . 1091.73. Hidrólisis del NaNO3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1121.74. Hidrólisis ácida (i) y básica (d) . . . . . . . . . . . . . . 1131.75. Adición de ácido o base a disoluciones reguladoras . . . . 1161.76. Color tras añadir extracto de col lombarda . . . . . . . . 1171.77. Equilibrios entre las formas en medios ácido y básico . . 1191.78. Equilibrios entre formas en medios básico y fuertemente

básico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1191.79. Variación de color de la fenolftaleína . . . . . . . . . . . 1201.80. Desprendimiento de hidrógeno . . . . . . . . . . . . . . . 1221.81. Reacción del Al con el Cu2+ . . . . . . . . . . . . . . . . 1231.82. Cloruro de cobre y cloruro de cobre dihidratado . . . . . 1251.83. Formas oxidada y reducida del azul de metileno . . . . . 1271.84. Variación del color de la disolución con el tiempo . . . . 1291.85. Formación del heptaóxido de dimanganeso . . . . . . . . 1311.86. Combustión de la acetona . . . . . . . . . . . . . . . . . 1321.87. Estados de oxidación III (i) a VII (d) . . . . . . . . . . . 1341.88. Evolución de la reacción . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1351.89. Quimioluminiscencia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1381.90. Evolución del color de la disolución . . . . . . . . . . . . 1391.91. Disolución con acetato (i) y sin acetato (d) . . . . . . . . 1411.92. Color de las disoluciones A y B al cabo de 30 minutos . . 1421.93. Representación gráfica 1/R-t . . . . . . . . . . . . . . . . 1441.94. Dispositivo experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1451.95. Azufre coloidal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1451.96. Disoluciones obtenidas al mezclar A y B (i), y C y D (d) 1471.97. El hipoclorito oxida al ioduro . . . . . . . . . . . . . . . 1481.98. Formación de la nube gaseosa . . . . . . . . . . . . . . . 1491.99. Pila Daniell con disolución de concentración desconocida 1521.100.Sulfato de cobre, zinc y cobre metálico . . . . . . . . . . 1531.101.Componentes de la pila de Volta . . . . . . . . . . . . . . 1561.102.Pila de Volta con un limón . . . . . . . . . . . . . . . . 1571.103.Corriente generada al tocar las placas . . . . . . . . . . . 1571.104.Tras quince minutos (i) y dos horas (d) . . . . . . . . . . 1601.105.Aspecto del clavo no curvado transcurridas unas dos horas 1611.106.Aspecto del clavo curvado transcurridas dos horas . . . . 161

193


1.107.Electrolisis del agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1621.108.Electrolisis del KI . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1631.109.Ánodo y cátodo en la electrolisis del sulfato de cobre . . 1641.110.Rotación de la corriente de iones . . . . . . . . . . . . . . 1661.111.Desprendimiento de gases en los electrodos . . . . . . . . 1661.112.Fuerza sobre los iones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1671.113.Voltámetro de Hoffmann . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1691.114.Distintos tipos de isomería . . . . . . . . . . . . . . . . . 1711.115.Captura de imágenes de propanal (i) y propanona (d) . . 1721.116.Molécula del ácido láctico . . . . . . . . . . . . . . . . . 1721.117.Onda electromagnética . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1731.118.Carbono asimétrico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1741.119.Relación entre intensidad luminosa y resistencia . . . . . 1751.120.Deposición del negro de humo . . . . . . . . . . . . . . . 1761.121.Reacción acetileno-cloro . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1771.122.Ion manganato (i) y MnO2(d) . . . . . . . . . . . . . . . 1791.123.Reducción del MnO2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1791.124.Reacción de Fehling . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1801.125.Precipitado de Cu2O . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1811.126.Ensayos de Fehling negativo (i) y positivo (d) . . . . . . 1811.127.Oxidación del Cu+a Cu2+ . . . . . . . . . . . . . . . . . 1821.128.Combustión de la nitrocelulosa . . . . . . . . . . . . . . 1831.129.Combustión de la peroxiacetona . . . . . . . . . . . . . . 1851.130.Evolución de la bola de fuego . . . . . . . . . . . . . . . 1861.131.Polímero . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1881.132.El nylon 6.10 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 189

194

Bibliografía

[1] Ariño Montero, A. y Sebastián Aguilar, C. (1976).Química: Temas

Básicos. Zaragoza: Librería General.

[2] Babor, J. A. e Ibarz, J. (1965) Química General Moderna . Bar-celona: Marín.

[3] Blanco Prieto, F. (1995). El laboratorio de Química . LibreríaCervantes

[4] Burriel, F, Lucena, F. y Arribas, S. (1972).Química Analítica

Cualitativa . Madrid: Paraninfo

[5] Durán Torres, C y Aguilar Muñoz, Mª L. Reacciones encadena-

das:del reloj de iodo al arco iris químico. Revista Eureka so-bre Enseñanza y Divulgación de las Ciencias. Universidad de Cádiz,2011, 8(1), pp.105-110.

[6] Equipo LYX. (octubre de 2008). Guía del usuario de LYX .

[7] Garzón, Gloria Astrid. (2008). Las antocianinas como coloran-

tes naturales y compuestos bioactivos : RevisiónActa biol. Co-lomb.Vol. 13 No. 3, 27 – 36

[8] Glasstone, S. (1978).Termodinámica para químicos. Madrid:Aguilar.

[9] Hardegger, E. (1965). Introducción a las prácticas de Química

Inorgánica . Barcelona: Reverté.

[10] Heredia Ávalos, S. Experiencias para observar el fenómeno de

fluorescencia con luz ultravioleta . Revista Eureka sobre Ense-ñanza y Divulgación de las Ciencias. Universidad de Cádiz, 2008,5(3), pp.377-381.

195


[11] Heredia Ávalos, S. Experiencias sorprendentes de Química con

indicadores de pH caseros . Revista Eureka sobre Enseñanza yDivulgación de las Ciencias. Universidad de Cádiz, 2006, 3(1), pp.89-103.

[12] Lister, T. (2002). Experimentos de Química Clásica . Madrid:Síntesis.

[13] Loeschnig, L. V. (2001). Experimentos sencillos de Química (IIvolumen de la serie “Juego de la Ciencia"). Barcelona: Paidós.

[14] López Solanas, V.(1994). Técnicas de laboratorio. Edunsa.

[15] Madrid Mendoza, J. A. (2008). Prácticas de Química para "Pre-

vención de Riesgos Laborales". Ilustre Colegio Oficial de Quí-micos de Murcia.

[16] Morcillo, J y Fernández, M. (1999). Química COU . Madrid:Anaya.

[17] Muller, S. (2008). Laboratorio de Química General . Barcelona:Reverté Ediciones.

[18] Pérez Galván, F. J.; Mediavilla Pérez, M. J. y Rivero Rosales, A.(2004).Fundamentos de Química. Prácticas de laboratorio.Facultad de Ciencias del Mar. Universidad de Las Palmas de GranCanaria.

[19] Ribes Greus, A. (2008). Aspectos fundamentales de los Polí-

meros: Degradación y reciclaje de Plásticos (Cuaderno-guía).Universidad Politécnica de Valencia.

[20] Riesenfeld, E. H. (1993).Prácticas de Química Inorgánica . Bar-celona: Labor.

[21] Rubio Espinosa, A. J.; Rubio Espinosa, J.A. y Rubio Lara,J.(2007).Experiencias de Química para ESO y Bachillerato.Master Ediciones.

[22] Sánchez-Cantalejo, M. y Soto Romero, Y. (1988). Prácticas de

Química orgánica . Madrid: Prouniversidad S.A.

196


[23] Shakashiri, B. Z. et al.(1983): Chemical demonstrations. Wis-consin (U.S.A.).The University of Wisconsin Press.

[24] Strandgaard, E; Jerspersgaard, P. y Gronbaek, O. (1987). Datos

de Física y Química . Alcoy: Marfil.

[25] Walker, M y Awvah, D. (2007). Experimentos científicos: Quí-

mica cotidiana . León: Everest.

[26] 100Cia Química-Experiencias de laboratorio:http://www.100ciaquimica.net/exper/

[27] Diverciencia . IES “Tiempos modernos” de Zaragoza:http://www.iestiemposmodernos.com/diverciencia/index.htm

[28] Exploratorium de San Fancisco.http://www.exploratorium.edu/explore/chemistry

[29] Fundación Cientec:http://www.cientec.or.cr/ciencias/experimentos/quimica.html

[30] Prácticas de Química :http://www.juntadeandalucia.es/averroes/~04000134/fisiqui/practicasq/practicasb.html

[31] Trabajos prácticos y experiencias de laboratorio.http://www.jpimentel.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/pagweb/experiencias_ciencias.htm

[32] Lluís Nadal i Balandras: Reacciones espectaculares y deQuímica recreativa.http://www.recercaenaccio.cat/wp-content/uploads/2015/.../QuimRecreatCast.pdfç

[33] Martín Sánchez, M. y Martín Sánchez, Mº T: Estudio histórico-experimental de la catálisis en enseñanzas no universita-rias.http://analesdequimica.es/index.php/AnalesQuimica/article/view/673

[34] Mier, J.L, et al : Ensayos didácticos de corrosión electroquí-

mica .http://www.quim.iqi.etsii.upm.es

197

quimica B5 2015 - jpcampillo.es B5 2015actual.pdf · la densidad del agua es de 1 g/cm3, cuando la...

Documents

Transcript of quimica B5 2015 - jpcampillo.es B5 2015actual.pdf · la densidad del agua es de 1 g/cm3, cuando la...