prácticas de laboratorio

“ACTIVIDADES:
Prácticas de
laboratorio”
MARÍA MADERO GALLARDO
14634567N
NTRODUCCIÓN
La asignatura de física y química suele ser considerada por los
alumnos como difícil y lo que es aún peor aburrida. Los profesores
tenemos que realizar todo tipo de actividades, pero sobre todo
utilizando las nuevas tecnologías de la información, que despiertan el
interés del alumnado y que en los artículos 23 y 33 de la LOE y el
artículo 5 de la LEA, nos indican en sus respectivos objetivos la
importancia del uso con solvencia y responsabilidad de las nuevas
tecnologías de la información y la comunicación.
Pero en física y química nunca hay que olvidar las prácticas de
laboratorio. Qué mejor forma de despertar el interés del alumnado y
de enseñar física y química divertida que mediante prácticas de
laboratorio. Además los alumnos suelen ser muy receptivos y ponen
más énfasis en este tipo de actividad.
A continuación se proponen una serie de actividades de prácticas
de laboratorio que se pueden realizar con alumnos de bachillerato
preferiblemente aunque también se pueden realizar en secundaria.
Las prácticas de laboratorio son las siguientes:
•
INICIACIÓN A LAS MASAS RELATIVAS Y AL MOL
•
REACCIÓN DEL SODIO CON AGUA
•
LA BOTELLA FUMADORA
•
LLUVIA DE ORO
•
ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO
CON MÁRMOL
•
DETERMINACIÓN DE LOS MOLES DE AGUA DE HIDRATACIÓN DE
UNA SAL CRISTALIZADA
•
ESTEQUIOMETRÍA DEL YODURO POTÁSICO Y EL NITRATO DE
PLOMO (II)
•
DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO
INICIACIÓN A LAS MASAS RELATIVAS Y AL MOL
INTRODUCCIÓN
El concepto de masa relativa es complicado para alumnos que se inician en el estudio de
la Química, Aquí, en la primera parte del experimento, intentamos introducir este
concepto.
Una vez adquirido este conocimiento se pretende, en la segunda parte, introducir al
alumno en otro de mucha mayor dificultad como es el concepto de mol.
El Profesor debe decidir, a la vista de las capacidades de sus alumnos, realizar
solamente la primera parte o las dos.
OBJETIVOS
Primera parte.- A partir de medidas experimentales introducir el concepto de masa
relativa
Segunda parte.- A partir de medidas experimentales introducir el concepto de mol.
MATERIAL PARA LA PRIMERA PARTE
Balanza de dos platillos que aprecie como mínimo décimas de gramo
Cinco puntas u otros objetos de diferentes tamaños (pueden servir arandelas, tuercas,
etc.)
Hilo de cobre forrado de plástico
El hilo de cobre se corta en trozos iguales, dependiendo su longitud del tamaño de los
objetos elegidos.. Para hacerse una idea puede consultarse el solucionario de la
práctica. Además se corta uno por la mitad y otro por la cuarta parte. En nuestro
experimento los trozos eran de 2 cm de longitud.
Ponga en un platillo de la balanza la punta A y en el otro platillo añada piezas del hilo
de cobre, hasta equilibrar la balanza
Cuente el número de piezas de hilo enteras y la fracción correspondiente (por ejemplo,
3 P ; ½ P y ¼ de P ). Establece que A =3,75 P.
Haga lo mismo con el resto de los objetos. Adjudique un valor arbitrario a P, por
ejemplo 2. Adjudique otro valor a P, por ejemplo 7, y rellene la cuarta columna
Tabla 1
Puntas u objetos
Masas relativas respecto de P
Masas relativas si P =2
Masas relativas si P =7
A
A=
A=
A=
B
B=
B=
B=
C
C=
C=
C=
D
D=
D=
D=
E
E=
E=
E=
3) Rellene las siguientes tablas a partir de los valores anteriores. En esas tablas
establecemos relación de masas, los valores son independientes del patrón elegido y por
tanto esos cocientes también deben ser iguales cuando se hallen entre valores absolutos
Relación ente las masas relativas
Si P=2
Si P =7
4) Pese(ahora conviene una balanza de centésimas de gramo) cada uno de los cinco
objetos y haga los cocientes anteriores. Se comprobará que los números obtenidos son
iguales ó muy parecidos) a los de la tabla anterior.
Masas reales de los objetos
A
B
C
D
E
Relación entre las masas reales
El profesor insistirá en dos hechos. A) Las masas relativas se eligen respecto de un
patrón y según sea éste así son sus valores. Si se cambia de patrón cambian los valores.
B) La relación entre más relativas es independiente del patrón elegido y además es el
mismo valor que si se utilizan valores reales.
Ahora el profesor puede escoger varios átomos con sus masas relativas y explicarles
que estas masas son relativas con respecto de un patrón y que a lo largo de la historia se
ha cambiado este patrón y que si en el futuro se cambiase el patrón cambiarían los
números pero no la relación entre masas relativas.
MATERIAL PARA LA SEGUNDA PARTE
Veinte puntas u objetos iguales a A, B , C , D y E
Balanza de centésimas de gramos
Es importante que el Profesor seleccione los objetos de modo que sus masas sean lo
más parecidas posibles entre sí. Si se trabaja con puntas, algunas son diferentes del
resto ( se comprueba por simple observación) y es preciso desecharlas. Incluso es
bueno pesar los objetos y así seleccionar los más parecidos entre sí.
1) Se elige un número N de trozos de hilo, N al cual llamamos “Número de Avogadro” y
definimos que un número de objetos N es un “mol”
2) Medimos la masa de N trozos de hilo y nos sale un valor m , decimos que un
“mol”de P tiene una masa de m gramos
3) Establecidos ambos conceptos se toma un “mol” de objetos A (esto es, un número
de objetos igual al número de trozos de hilo) y se mide su masa en la balanza.
4) Se puede repetir con el resto de los objetos o con parte de ellos
NobjetosA= 1“mol “de A
NobjetosB=1”mol” de B
NobjetosC=1”mol” de C
NobjetosD=1”mol” de D
NobjetoE=1 “mol”de C
Ahora se elige como patrón ( m sin unidades) y se calculan las masas relativas de los
objetos, siguiendo el procedimiento que se empleó en la tabla 1 de la primera parte.
Tabla 2
Puntas, u objetos
Masas relativas respecto de P
Masas relativas si P = m sin unidades
A
A=
A=
B
B=
B=
C
C=
C=
D
D=
D=
E
E=
E=
Las masas relativas respecto de P y las masas reales de un “mol” son iguales o casi
iguales.
Una vez realizado este experimento es Profesor explicará que en química existe un
patrón que es el carbono 12 al que se le ha dado un valor relativo de 12. Si a ese 12 le
añadimos la unidad gramo entonces nos referimos a un mol y esa masa supone un
número NA que es el llamado Número de Avogadro.
Por tanto para el alumno hablar de un mol quiere decir un numero de entidades
individuales igual a NA=6,02.1023 .
Ahora se explica, a la vista de la tabla periódica, el significado de los números que
aparecen con cada especie atómica (por ejemplo F ,19 , Na 23 etc )
a) Son números relativos respecto de un patrón elegido (carbono 12)
b) Ese número expresado en gramos es un mol de la especie y contiene un número
de átomos individuales igual a NA = 6,02.1023.
OBSERVACIONES
Creemos que en una primera explicación no conviene mencionar que el patrón elegido
es un isótopo de del carbono. Ya que estos conceptos son muy difíciles para el alumno y
solamente cuando los haya asimilado se pueden refinar e introducir con todo el rigor.
En un principio en química al hidrógeno se le asignó la masa relativa 1 y los demás
átomos tenían masas relativas respecto de ese patrón. Después se eligió como patrón al
oxígeno (mezcla de isótopos) lo que constituyó la escala química y los físicos eligieron
a un isótopo del óxigeno lo que constituyó la escala física. Ambas escalas eran parecidas
aunque no iguales.
Afortunadamente hoy día solamente existe una escala siendo el patrón uno de los
isótopos del carbono al que se le asigna el valor arbitrario 12,0000. Un mol de este
isótopo tiene una masa de 12,0000 g y un número de entidades individuales NA =
6,02.1023 , número que se llama de Avogadro
Los demás átomos tienen masas relativas respecto del patrón elegido, por ejemplo el
flúor es 19 y 19 gramos de flúor contienen NA átomos de flúor. El uranio tiene una masa
relativa de 238 y 238 gramos de uranio contienen NA = 6,02.1023 átomos de uranio.
REACCIÓN DEL SODIO CON AGUA
Objetivo
Mostrar alguna propiedad del metal sodio y dos modos de presentación de la reacción
de este metal con agua.
Material
Vaso de precipitados de 250 mL
Fenolftaleína
Sodio
Retroproyector
Detergente
Agitador
Cápsula Petri
Tijeras , o navaja.
Procedimiento
1) El Profesor muestra a los alumnos el recipiente que contiene el metal sodio y les
destaca que el elemento hay que protegerlo del contacto con el aire debido a su gran
reactividad, por ello, se guarda bajo petróleo.
2) Toma una barra de sodio y la corta, indicando así que se trata de un metal blando.
Muestra que en el corte reciente aparece un brillo que es característico de los metales.
Poco tiempo después el brillo desaparece, debido a la oxidación del metal por el
oxígeno del aire.
3) El Profesor añade en el vaso de precipitados, agua, un poquito de detergente y unas
gotas del indicador fenolftaleína. La disolución es incolora. Vierte esta disolución en la
cápsula Petri y la coloca sobre el retroproyector. En la pantalla aparece una imagen
grande de ella. Toma un trocito pequeño de sodio y lo añade a la cápsula. Los alumnos
verán en la pantalla que el trocito de sodio tiene forma esférica y se mueve por la
superficie del líquido (el sodio es un metal de los clasificados como ligeros, esto quiere
decir que su densidad es inferior a la del agua y entre otras razones al añadirlo al
cápsula de Petri flota sobre la disolución acuosa) ,chocando y rebotando en las paredes,
al mismo tiempo la disolución se colorea de rosa, lo que indica que en la reacción entre
el sodio y el agua se forma una sustancia básica. El fenómeno dura unos segundos.
También puede aparecer alguna mancha oscura que es debido a pequeñas burbujas de
hidrógeno.
Ahora el profesor escribe la reacción entre el sodio y el agua.
Dado que el fenómeno es vistoso y atrae la atención de los alumnos es recomendable
repetir el proceso.
En las fotografías 1, 2, 3, 4, 5 y 6, aparecen imágenes del proceso, tomadas con
cantidades variables de fenolftaleína y en distintos momentos del proceso.
Foto 1
Foto 2
Foto 3
Foto 4
Foto 5
Foto 6
Trayectorias realizadas por el sodio sobre la superficie acuosa. La cantidad de
fenolftaleína varía de unas fotos a otras. El proceso, una vez añadido el sodio hasta que
desparece, dura varios segundos.
Foto 8
Foto 9(detalle)
4) El Profesor dispone un vaso de 250 mL con agua hasta la mitad. Toma un trocito de
sodio y lo envuelve en papel de filtro dejándolo fuertemente aprisionado, lo echa sobre
el agua, se retira a una distancia de varios metros y espera unos segundos. El agua
penetra por los poros del papel de filtro y reacciona con el sodio; transcurridos unos
segundos el metal se inflama de forma violenta dando lugar a una llamarada
espectacular de color amarillo acompañada de un chasquido. Algunos trozos de sodio
vuelan por el aire. Este fenómeno puede observarse en las fotografías 7, 8 y 9.
Foto 7
Estas fotografías se realizaron en la oscuridad, sin embargo la llamarada es tan
brillante que cuando se realiza el experimento ante los alumnos no es necesario
oscurecer el recinto.
Este proceso es una consecuencia de que la reacción del sodio con el agua es
fuertemente exotérmica y que el sodio es fácilmente inflamable dando vapores de color
amarillo.
Notas para el Profesor
La reacción del sodio con el agua es tan violenta que el profesor debe ser consciente de
que debe tomar precauciones cuando la realice ante sus alumnos.
Las cantidades de sodio deben ser muy pequeñas. Por ejemplo, en la experiencia en la
cápsula de Petri, el tamaño de la esfera de sodio es inferior al milímetro. Conviene que
el profesor realice algún ensayo previo antes de mostrar el experimento a los alumnos.
Si el tamaño del sodio es demasiado pequeño, éste al añadirlo a la cápsula Petri puede
adherirse a la pared y no desplazarse por el líquido, si es demasiado grande puede
inflamarse dar una llamarada y esparcirse dañando la lente o el espejo del
retroproyector.
En el experimento 4) de inflamación del metal, el tamaño es un poco mayor que en el de
la cápsula Petri, pero también es conveniente que el profesor haga algún ensayo previo,
para que la reacción sea espectacular pero no demasiado violenta, ya que si esto ocurre
pueden proyectarse trozos de sodio ardiendo incluso a distancias grandes.
En cuanto a la posición de los alumnos, éstos deben estar siempre a varios metros de
distancia tanto en el experimento 3) como en el 4) , e incluso es aconsejable que
lleven gafas de seguridad.
Si el Centro dispone de potasio, este metal reacciona tan violentamente con el agua, que
en nuestra opinión, no debe realizarse su reacción con el agua.
LA BOTELLA FUMADORA
FUNDAMENTO
En la figura 1 está dispuesto un recipiente con agua que lleva incorporado un tubo de
goma que llega hasta el fondo del mismo. Aun cuando el tubo de goma esté cebado con
agua y su boca exterior por debajo del suelo del recipiente, resulta imposible vaciar
éste, ya que la presión del aire exterior lo impide.
Fig.1
Bastaría hacer un agujero en la parte superior del recipiente (A) para que el vaciado se
hiciese de modo inmediato, pues entonces al ir saliendo el agua, el espacio ocupado por
ella es de inmediato rellenado por el aire que penetra por el agujero. El vaciado se
produce entonces debido a la diferencia de altura entre la boca exterior y el nivel del
líquido.
La demostración se basa en estos hechos y el nombre de ella se debe a la colocación de
un cigarro en el agujero de entrada, lo que hace atractivo el proceso a la vez que se
visualiza la entrada del aire.
MATERIAL
Recipiente de plástico de 4 o 5 L, con tapón de rosca
Goma flexible
Pinzas de Mohr (2)
Plastilina o pegamento
PRODUCTOS
Cigarro
Cerillas
PROCEDIMIENTO
1) En la parte superior del recipiente de plástico se hace un agujero para que por él
penetre el tubo flexible de goma. Este tubo debe llegar casi hasta el fondo del recipiente.
Sobre él se coloca una de las pinzas de Mohr.
2) A la misma altura pero alejado del anterior se hace otro agujero. En él se introduce un
tubo pequeño de goma flexible con la segunda pinza de Mohr y sobre este tubo se
inserta un trozo pequeño de tubo hueco de vidrio, sobre el cual se coloca un cigarrillo.
Para asegurar la estanqueidad del recipiente se coloca una capa de plastilina o de
pegamento sobre las dos gomas a la altura de los agujeros.
3) El recipiente se llena de agua hasta que el nivel de la misma quede un poco por
debajo del tubo de goma que lleva el cigarrillo. Las dos pinzas de Mohr están cerradas.
La goma larga se coloca en el desagüe por debajo del fondo del recipiente. Se enrosca
el tapón que debe cerrar herméticamente.
4) Se abre la pinza de Mohr del tubo grande y se observa que el agua no fluye. Luego
se succiona, con la boca, para que el tubo de goma se llene de agua, esto es, se cebe,
pero aun así no se puede evacuar el agua.
5) Se enciende el cigarrillo y se procede a abrir la segunda pinza de Mohr. Si el tubo de
goma grande está cebado, de inmediato el agua fluye, el cigarrillo se quema
rápidamente y el recipiente se llena de un humo amarillento. Si el agua no fluyese de
inmediato es porque el tubo de goma largo no está cebado, basta hacerlo para que el
proceso comience.
DESARROLLO VISUAL
Foto 1
Foto 2
Foto 3
Cinética química de la reacción entre los iones yodato e
hidrogenosulfito (bisulfito)
OBJETIVOS
Preparar una disolución concentrada y a partir de ella otra más diluidas.
Estudiar experimentalmente una reacción reloj.
MATERIAL
Buretas (2)-Cuentagotas-tubo de ensayo-Vaso de precipitados-Cronómetro
PRODUCTOS QUÍMICOS
-Disoluciones de yodato de potasio de las siguientes concentraciones
0,040 M,
0,032 M,
0,024M,
0,020M,
0,016M,
0,012M,
0,008 M
-Disolución de hidrogenosulfito que contenga menos de 0,8 g/L
En el comercio es más fácil y barato encontrar metabisulfito de sodio Na 2S2O5, el cual
en disoluciones diluidas está en equilibrio con el hidrogenosulfito
Este equilibrio está fuertemente desplazado hacia la derecha, por tanto:
-Disolución de almidón
Esta disolución se prepara colocando en un vaso 50mL de agua y se calienta hasta
ebullición. Sobre ella se añade unos cuatro gramos de almidón soluble y se forma una
pasta, la cual se añade sobre 500 mL de agua caliente. La adición se hace de forma lenta
y agitando hasta que la disolución quede transparente
FUNDAMENTO
La reacción global entre el ión yodato y el hidrogenosulfito es:
Como se ha puesto menos hidrogenosulfito que yodato llegará un momento en que éste
se gaste y en ese momento se produce una reacción muy rápida
El yodo molecular es el que da la coloración azul con el almidón.
PROCEDIMIENTO
1) Sobre un vaso de precipitados de 100mL se añaden desde una bureta 10 mL de la
disolución de hidrogenosulfito y 20 gotas de la disolución de almidón. Sobre un tubo de
ensayo se añaden 10mL de la disolución más concentrada de yodato. Luego se añade
esta disolución en el vaso que contiene el hidrogenosulfito y al mismo tiempo se pone
en funcionamiento el cronómetro, el cual se detiene cuando aparece la disolución de
color azul y se anota el tiempo
Esquema del montaje
2) Se repite la operación con las otras concentraciones de yodato y se recogen los datos
en una tabla
Concentración de yodato
t=Tiempo/s
1/t en s-1
0,040
0,032
0,024
0,016
0,008
3) Con los datos anteriores se hacen dos representaciones gráficas, una concentración
(eje X) frente al tiempo (eje Y) y otra concentración (eje X) frente al inverso del tiempo.
SOLUCIÓN
1) Los alumnos deben calcular que el hidrogenosulfito está en una proporción menor
que el yodato. Se realiza el cálculo para la concentración menor de yodato
1 mol de yodato reacciona con 3moles de hidrogenosulfito
10 mL de la disolución de yodato 0,008 molar son
moles
Para reaccionar completamente estos moles se necesitan de hidrogenosulfito 24.10-4
moles, que son
24.10-4*104 = 0,25 g como se ponen a reaccionar 10 mL con una concentración
inferior a 0,8 g/L, se pone algo menos de 0,008 g, cantidad muy inferior a la necesaria.
Los datos obtenidos en un experimento real fueron los siguientes
Concentración de yodato
t=Tiempo/s
1/t en s-1
0,040
46,4
0,0215
0,032
56,4
0,0177
0,024
70,6
0,0141
0,016
119,2
0,0084
0,008
198,4
0,0051
Gráficas
4) Si se desea preparar una sola disolución de yodato 0,040 M el resto de las
concentraciones se puede hacer mezclando volúmenes de esta disolución con agua
Volumen total/mL
Volumen de yodato/mL
Volumen de agua/mL
Concentración Molar
10
10
0
0,040
10
8
2
0,032
10
6
4
0,024
10
4
6
0,016
10
2
8
0,008
DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DEL OXÍGENO
OBJETIVO
Mediante experimentación en la que se obtiene oxígeno por calentamiento del permanganato de potasio determinar de forma
aproximada la masa molar del oxígeno
MATERIAL
Cristalizador-Probeta de 500 mL.Tubo de ensayo de boca ancha .Goma- Balanza. Base y pinza
de bureta. Base , aro y nuez para sostener el tubo. Tapón con un agujero- Tubo acodado de
vidrio.Termómetro - Acceso a un barómetro.Regla graduada en milímetros. Mechero de alcohol
PRODUCTOS
QUÍMICOS
Permanganato de potasio. Lana de vidrio
FOTO DEL MONTAJE Y REALIZACIÓN
La probeta , con el aro puesto, se llena completamente de agua . Es necesario que no queden
burbujas de aire en la probeta.Para ello suele llenarse la probeta hasta rebosar, taparla con
cuidado con un poco de papel de filtro. Invertirla rápidamente sobre el cristalizador con agua
hasta la mitad (deberá tener aproximadamente doble capacidad que la probeta). Una vez
invertido en el cristalizador y fijado el aro al soporte, se extrae el papel de filtro y se introduce
la goma dentro de la probeta.
PROCEDIMIENTO
1) Añada sobre el fondo del tubo de ensayo el permanganato. Luego coloque la lana de vidrio y
el tapón con el codo de vidrio. Pese todo el conjunto y anote el resultado M1=
2) Haga el montaje de la figura y caliente suavemente el permanganato. No caliente sobre el
mismo lugar del tubo de ensayo. Hágalo por todo el fondo y paredes cercanas al permanganato.
Llegará un momento en que cesa el desprendimiento gaseoso. Retire la llama y sin esperar más
retire la conexión con la probeta. De no hacerlo así puede ocurrir un retroceso del agua del
cristalizador hacia el tubo de ensayo. Espere a que el tubo adquiera la temperatura ambiente y
luego pese lo mismo que pesó antes, esto es, tubo, producto, lana de vidrio y tapón con tubo de
vidrio. Anote este resultado. M2. Calcule la masa de oxígeno
3) Se mide el volumen de gas recogido. Se mide la temperatura del agua. Se mide la altura de
agua que queda en la probeta respecto del agua del cristalizador. Se mide la presión atmosférica
en el barómetro.
4) Se realizan los siguientes cálculos:
presión del oxígeno = Presión atmosférica – Presión de vapor del agua a la temperatura que
indica el termómetro – presión de la columna de agua
5) Se aplica la ecuación de los gases y se calcula la masa molar del oxígeno
OBSERVACIONES
1) Este experimento debe hacerse siempre con gafas de seguridad
2) Debe calentarse el permanganato con suavidad y de forma constante, de manera que el
desprendimiento gaseoso también sea constante. Hay veces que sin saber por qué la reacción se
detiene. De nada sirve calentar con más intensidad se necesita empezar de nuevo el experimento
3) La descomposición del permanganato por la acción del calor es un proceso complejo aun
cuando algunos autores escriban la reacción siguiente:
Lo que si es cierto que en la descomposición aparece manganato de potasio, lo cual se
comprueba tomando un poco del producto que queda en el tubo después de la reacción y
añadiéndolo en agua se verá una disolución de color verde característico del manganato
4) Los alumnos pueden encontrar errores en la medida superiores al 5%, pero si han operado
correctamente no deben superar el 8%
En caso de que el alumno no realice el experimento puede realizar los cálculos para ello le
suministramos los siguientes datos reales de un experimento
M1 = 41,315 g M2=40,980 g temperatura del agua 15ºC, Presión de vapor del Agua a 15ºC =
12,7 mm de mercurio Presión atmosférica 706 mm de mercurio
Altura del agua en la probeta 3 cm . Volumen de oxígeno 0,262 L
Resultado experimental con los datos anteriores
Masa de oxígeno 41,315-40,980 = 0,335 g
Presión del oxigeno = 706-12,7-(30/13,6)= 691 mm de mercurio =0,909 atm
error relativo en la medida =
LLUVIA DE ORO
Material
Disolución 0,1 M de yoduro de potasio
Disolución 0,1 M de nitrato de plomo (II)
Trípode
Rejilla
Mechero. El sistema de calentamiento puede sustituirse por un agitador magnético
dotado de placa calefactora.
Vaso de 250 mL (3).(Estos vasos pueden ser de menor o mayor capacidad, dependiendo
del tamaño del aula)
Probeta
Introducción
Este experimento constituye una de las demostraciones más repetidas, sin embargo es
tan espectacular que siempre causa asombro aunque se haya realizado muchas veces.
Resulta imprescindible hacerla cuando se desea que los alumnos se familiaricen por vez
primera con las reacciones químicas.
De forma cualitativa se demuestra un tipo de reacción iónica y por tanto muy rápida. La
formación de un precipitado, la variación de la solubilidad con la temperatura y
finalmente una cristalización.
Aquí la presentamos como una demostración de cátedra. Las cantidades de reactivo que
se utilizan dependen de las dimensiones del aula.
Fundamento
Ambas disoluciones, la de nitrato y la de yoduro, al ponerse en contacto forman de
inmediato un precipitado de color amarillo intenso
Este compuesto es mucho más soluble en caliente que en frio. Si se calienta el vaso
donde se ha formado la reacción, el precipitado prácticamente se disuelve y al enfriarse
vuelve a precipitar en forma de escamas brillantes, llamada “lluvia de oro”, que al
iluminarlas dan un brillo intenso.
Demostración
Añada en un vaso de 250 mL , 50 mL de la disolución de nitrato de plomo(II) y en el
otro 100 mL de la disolución de KI. Explique a los alumnos por qué se añade doble
volumen de un reactivo que del otro. Si los vasos llevan incorporada graduación, ésta
nos sirve, y no es preciso medir con mayor precisión (fig.1).
Fig.1
Verter ambas disoluciones en el tercer vaso, de inmediato se forma un precipitado
amarillo intenso.
Fig.2
Fig.3
Fig.5
Fig.4
Fig.7
Fig.6
La reacción química es inmediata de modo que simultáneamente a la caída de los dos
chorros de reactivos se forma el precipitado, el tiempo que marca el reloj es el tiempo
que se ha tardado en verter ambos reactivos ( fig 2,3,4,5,6, y 7).
Caliente este vaso (o si lo prefiere, para mayor rapidez utilice la mitad de esa
disolución o la tercera parte) hasta que prácticamente se disuelva todo el precipitado. Si
utiliza todo el precipitado, caliente hasta casi ebullición y luego decante a un vaso
limpio (fig.8).
Fig.8
Deje enfriar la disolución, y todavía caliente la vierte sobre una probeta y espera a que
se forme la lluvia de oro, si lo hace como demostración de cátedra ilumine lateralmente
la probeta, para que el precipitado sea visible.
Fig.9
Fig.10
La lluvia de oro persiste durante bastante tiempo, entre la primera y la última fotografía
han transcurrido varios minutos (fig.9 y 10).
Si utiliza mayores cantidades de reactivo puede llenar tres o cuatro probetas y así los
alumnos pueden observar de cerca la lluvia de oro.
Dado que el proceso de calentamiento puede ser lento, sobre todo si emplea un agitador
magnético, el Profesor debe prever que tiene que hacer algo durante ese tiempo.
Sugerimos que muestre a los alumnos los reactivos sólidos, para que vayan entendiendo
el concepto de disolución e incluso prepare una de ellas y aproveche para que hagan los
cálculos correspondientes.
ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO CON
MÁRMOL
Objetivo
Comprobar experimentalmente cuántos moles de HCl reaccionan con un mol de
carbonato de calcio.
Material
Bureta
Vaso de precipitados de 250 mL ( 5)
Erlenmeyer (2)
Cinco trozos de mármol
Mechero
Rejilla
Acceso a una balanza que aprecie como mínimo centésimas de gramo
Indicador rojo de metilo
Bórax de alta pureza
Disolución de ácido clorhídrico
Procedimiento
1) Se pesan y anotan las masas de los cinco trozos de mármol
2) Cada trozo se coloca en un vaso de precipitados de 250 mL y se añade un volumen de
ácido distinto en cada vaso y se deja que la reacción transcurra en frio.
3) Mientras se verifica la reacción anterior, se valora el ácido clorhídrico. Para ello se
pesa una determinada cantidad de bórax, el cual se pone en un erlenmeyer. Se añade
agua destilada y se calienta suavemente hasta que el bórax se disuelva. Luego se añade
el indicador rojo de metilo y sobre la anterior disolución se añade el ácido hasta que se
produzca el cambio de color.
La valoración debe hacerse como mínimo dos veces con resultados concordantes.
4) Cada uno de los vasos que contiene el mármol que ha reaccionado con el ácido, se
calienta suavemente, con la finalidad de asegurarse que la reacción se ha completado.
5) Se añade agua a cada uno de los vasos, se extraen los trozos de mármol que no han
reaccionado , se secan , entre papeles de filtro, y se pesan.
6) Posteriormente, se calcula los moles de ácido clorhídrico que han reaccionado y los
de carbonato de calcio. Se representan gráficamente estos valores y la medida de la
pendiente de la recta nos da el valor experimental de los moles de ácido que reaccionan
con un mol de carbonato de calcio.
Notas para el Profesor
Este experimento debe realizarse solamente con alumnos que tengan experiencia en el
trabajo de laboratorio. Naturalmente deben trabajar con gafas de seguridad.
Si la sesión de trabajo es de tres horas cada alumno realizará cinco medidas y además
valorara el ácido empleado, se seguirá el procedimiento antes indicado
Si el tiempo es alrededor de una hora, cada alumno o grupo de dos alumnos, realizará
una sola medida y no valorará el ácido, sino que se le dará su normalidad como dato.
Por tanto el Profesor debe previamente valorar el ácido. Para obtener buenos resultados
es imprescindible que la normalidad del ácido esté bien determinada. Se puede emplear
como patrón primario un borax de muy buena calidad. La reacción entre el ácido y el
borax es:
Si no se dispone de borax puede valorarse con carbonato de sodio anhidro. El carbonato
comercial de buena calidad anhidro debe calentarse en estufa a unos 250 ºC, durante
una hora, para asegurarse que carece de agua de hidratación. En cambio el bórax no
necesita tratamiento previo, solamente asegurarse que su pureza supere el 99%.
Las disoluciones de ácido deben ser algo concentradas, no menor es que 4 M.
En la reacción propuesta el carbonato de calcio es el reactivo en exceso, por
consiguiente, el profesor debe advertir a los alumnos sobre los pesos aproximados de
los trozos de mármol en función del volumen de ácido que añadan, para que siempre el
reactivo limitante sea el ácido clorhídrico.
Solución
Datos procedentes de un alumno
Masa inicial
del trozo de mármol, mi /g
Volumen de HCl añadido
V/mL
Masa final del
trozo de mármol, mf/g
Gramos de carbonato de calcio que han reaccionado
Moles de carbonato de calcio que han reaccionado
4,00
0,01
10,0
0,1
1,85
0,01
2,15
0,0215
0,02
0,0002
6,05
0,01
15,0
0,1
2,75
0,01
3,30
0,02
0,0330
0,0002
8,03
0,01
20,0
0,1
3,65
0,01
4,38
0,02
0,0438
0,0002
10,08
0,01
25,0
0,1
4,60
0,01
5,48
0,02
0,0548
12,15
0,0002
0,01
30,0
0,1
5,54
0,01
6,61
0,02
0,0661
0,0002
La valoración del ácido se hizo con bórax y los resultados fueron
y
Los resultados finales
Moles de carbonato de calcio que han reaccionado
Volumen de HCl añadido
V/mL
Moles de HCl que han reaccionado
Moles de HCl / 1 mol de carbonato de calcio
0,0215
10,0
0,046
2,1
0,0330
15,0
0,069
0,0002
0,1
0,003
0,2
0,0002
0,1
0,005
2,1
0,0438
20,0
0,092
2,1
0,0548
25,0
0,115
2,1
0,0661
30,0
0,138
2,1
0,2
0,0002
0,1
0,006
0,1
0,0002
0,1
0,008
0,2
0,0002
0,1
0,009
0,1
DETERMINACIÓN DE LOS MOLES DE AGUA DE HIDRATACIÓN DE UNA
SAL CRISTALIZADA
(Aplicación al sulfato de cobre(II) cristalizado)
Moles de agua por mol de sulfato de cobre hidratado
Material
Aro. Balanza (apreciación 0,01 g)
Base soporte. Cápsula de porcelana
Mechero. Nueces. Rejilla
Varilla de vidrio larga
Fundamento
El sulfato de cobre es un producto barato y que se presta extraordinariamente bien para
este experimento. El producto puede adquirirse cristalizado y en polvo, para este
experimento es aconsejable en polvo. En el caso de tenerlo cristalizado debe
pulverizarse en un mortero.
El sulfato de cobre hidratado tiene color azul (foto 1)y el deshidratado blanco grisáceo
(foto 2), este cambio de color es el que permite seguir el proceso de deshidratación
mediante observación visual.
Foto 1
Foto 2
Procedimiento
1.- Pese la cápsula de porcelana vacía, M1 =
2.- Añada dentro de la cápsula unas cucharadas de
sulfato de cobre en polvo y pese de nuevo, M2 =
3. -Coloque la cápsula encima de la rejilla y caliente con llama media (ni muy azul ni
muy amarilla)
Pronto se observa que el producto que estaba inicialmente seco se humedece y
apelotona. Se dispersa con la varilla y ésta no se saca de la cápsula para evitar que se
pierda producto. Poco a poco el agua se evapora y el producto empieza a perder su color
azul pasando a grisáceo. Aquí el operador debe ser muy cuidadoso pues debe aplastar
con la varilla de vidrio los pequeños gránulos que se forman reduciéndolos a polvo
muy fino. Al mismo tiempo se debe evitar toda perdida de producto y un excesivo
calentamiento que podría transformar el sulfato anhidro en óxido.
4.- Cuando se estime que el producto está deshidratado completamente, se deja enfriar
la cápsula y se pesa,
M3 =
Cálculos
Masa de sulfato de cobre hidratado M2-M1 =
Masa de agua perdida M2-M3 =
La fórmula del sulfato de cobre hidratado la escribimos para este experimento así:
siendo x la incógnita que se debe deducir a partir de los datos experimentales
Masa molar del
,
MS = 63,55+32,06+4*16,00+ x*18,02 = 159,61+
x*18,02
Pero como
x = número de moles de agua de cristalización por mol de sulfato de cobre (II)
ESTEQUIOMETRÍA DEL YODURO POTÁSICO Y EL NITRATO DE PLOMO
(II)
INTRODUCCIÓN
Este experimento se divide en dos partes claramente diferenciadas
a)
En la primera se proporcionan unos datos para que los alumnos realicen la
práctica teóricamente, esto significa que no han de ir al laboratorio sino
solamente manejar los datos y llegar a unos resultados.
b)
La segunda parte exige ir al laboratorio y obtener los datos experimentales.
Normalmente este experimento requiere alumnos avezados en el trabajo de
laboratorio y además ser muy cuidadosos, si se desea que obtengan datos de
calidad. También exige tiempo, ya que el precipitado ha de secarse, bien en
estufa o al aire y en este último caso hay que esperar por lo menos 24 horas
después del filtrado.
Si se desea un trabajo en equipo a cada grupo de alumnos se le confía una sola
medida y posteriormente se hace una puesta en común
OBJETIVO
Comprobar que los coeficientes que figuran en una reacción química indican los moles
que entran en reacción y los que se producen; en este experimento se comprueba la
relación entre ellos.
ESQUEMA DEL MONTAJE
MATERIAL
Disolución de KI, 0,5 M
Disolución de
, 0,5 M
Tubo de ensayo de boca ancha, a ser posible que no sea muy alto
Embudo de cristal pequeño con lo necesario para realizar una filtración
Filtro de papel
Frasco lavador
Dos buretas
FUNDAMENTO
Una disolución de KI reacciona con una de nitrato de plomo (II) de acuerdo con la
siguiente reacción igualada
2KI(aq) + Pb(NO3)2
2 KNO3 (aq) + PbI2 (s)
De ella se deduce que la relación de moles de yoduro de plomo a yoduro de potasio es
teóricamente ½ = 0,5.
PROCEDIMIENTO
1) Las disoluciones están contenidas en sendas buretas. Se añade en el tubo de ensayo
de boca ancha 10 mL de la disolución de KI y a continuación, por ejemplo, 2 mL de la
disolución de Pb(NO3)2 . El contenido del tubo se añade sobre el filtro y para arrastrar
completamente el precipitado es necesario utilizar el frasco lavador. Después de la
filtración en el papel de filtro queda el sólido húmedo. Se recoge el filtro y se deja secar
poniéndolo sobre papel de filtro.
Si se hace una segunda medida es necesario lavar el embudo y el tubo de ensayo. Esto
hay que repetirlo tantas veces como medidas se hagan.
La reacción se realiza añadiendo siempre 10 mL de disolución de nitrato de plomo 0,5
M con volúmenes distintos de yoduro de potasio 0,5 M.. Como a veces el yoduro de
plomo, una vez seco, se adhiere fuertemente al papel de filtro, conviene pesar el filtro
antes de la precipitación y después con el precipitado. La diferencia nos dará la masa de
yoduro de plomo formado.
2) Los resultados de un experimento real son
Volumen KI/mL
Masa de PbI2/g
Número de moles de KI
Número de moles de PbI2
Número de moles de PbI2 /número de moles KI
2
0,21
4
0,38
6
0,56
8
0,80
10
1,06
12
1,28
3) Completa las columnas que faltan en la tabla anterior
4) Representa en el eje de las X el número de moles de KI y en el eje de las Y el número
de moles de PbI2. Determina la pendiente de la recta
5) Calcula el error relativo en % que se ha cometido en este experimento
DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL PERÓXIDO DE HIDRÓGENO
Estudio de un caso particular: Actuación redox del Fe3+ como catalizador
Aunque ya se ha estudiado la descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno, con
iones Fe3+, Mn4+, y Cu2+. Se van a interpretar una serie de fenómenos secundarios que
ocurren en la doble descomposición redox, del tatrato y del peróxido de hidrógeno.
Para ello se disponen como se costumbre, 3 gotas, en una caja petri, tal como se aprecia
en la foto 1
Foto 1
Se unen las gotas de peróxido y tartrato en medio básico como se aprecia en la foto 2 y
se observa la producción de burbujas, debida al desprendimiento de gases como CO2.
Foto 2
El proceso redox sería:
Sin embargo, al unir las gotas con la de cloruro férrico, tal como se observa en la foto 3,
aumenta la producción de burbujas , de una manera apreciable.
Foto 3
Pero el Fe3+, no sólo actúa como catalizador, aumentando la velocidad con que se
producen las burbujas de gas, sino que tienen lugar un proceso redox simultáneo en el
que se reduce a óxido de hierro(II), de color algo oscuro como se aprecia en la foto 4,
(ampliación de una zona de la caja petri, en la que se añadió unos cristalitos de cloruro
de hierro(III), formación que se justifica así:
Pero también y simultáneamente tiene lugar el proceso de descomposición del peróxido
de hidrógeno , con producción de oxígeno, tal como se aprecia en las foto 5 y 6, con
dos tipos de burbujas gaseosas, las debidas al CO2 y las ocasionadas por el O2
Foto 6
El otro proceso sería :
Los procesos redox serían similares , cuando se emplea Cu2+ como catalizador.
Foto 4
Foto 5
En la zona de menor concentración de cloruro de hierro(III), el color dominante es el
amarillo (foto 6), mientras que en la de mayor, es el rojizo (foto 7)
Foto 7
Al cabo de un tiempo determinado (15 minutos), el fondo se oscure, porque todo el
hierro(III), ha pasado a Fe(II), en forma de óxido ferroso, como se aprecia en las fotos 8
y9
Foto 8
Foto 9