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¡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 ontaron y lo olvidé.

Lo vi y lo entendí.

Lo hi e y lo aprendí �

(Confu io, 551-479 a. C.)

El libro que aquí presentamos onstituye un ompendio de experi-

mentos de Quími a. En ada uno de ellos se expli a el fundamento teó-

ri o y el pro edimiento seguido en ada prá ti a, así omo el dispositivo

experimental ne esario para la realiza ión de la misma, todo ello omple-

mentado por una gran número de grá� os y fotografías que sirven omo

apoyo al texto. Uno de los objetivos que nos hemos planteado es, siem-

pre que ello haya sido posible, utilizar un material fá ilmente a esible

o de uso otidiano en sustitu ión del ostoso - y no siempre disponible

- material de laboratorio. Los experimentos des ritos pueden ser utili-

zados omo �experien ias de átedra�, uando el material disponible no

sea su� iente para su utiliza ión por grupos de alumnos o, omo resulta

más deseable, para que el alumnado vea, manipule y, en su aso, reali e

medidas y ál ulos.

Otro de los aspe tos a tener en uenta es que parte de los experi-

mentos tiene un ará ter ualitativo. Se trata de poner de relieve un

fenómeno sin efe tuar medidas (véanse, por ejemplo, el experimento de

forma ión de pre ipitados). No obstante lo anterior, no se despre ia el

ará ter uantitativo de los experimentos. Siempre que los medios dispo-

1


nibles lo permitan, se realizan medidas que onduz an a la determina ión

de iertas magnitudes (tómese omo ejemplo el ál ulo de la onstante de

Faraday). En uanto a la reda ión, se ha pro urado que resulte ompren-

sible para alumnos de diferentes niveles edu ativos aunque, el fundamento

teóri o de algunas de las prá ti as orresponde a niveles de Ba hillerato

e in luso, de un primer urso universitario. Pretendemos on este libro

aportar ideas y re ursos que puedan ser de utilidad para el profesorado

de Edu a ión Se undaria y Ba hillerato, en uanto a la organiza ión de

prá ti as de laboratorio y onexión de los ontenidos teóri os on los ex-

perimentales, y para el alumnado y todas aquellas personas interesadas,

de forma que sirva omo medio de difusión del ono imiento ientí� o.

Pretendemos también que sea de utilidad para ini iar a todos aquellos

que así lo deseen en el ampo de la experimenta ión en el ámbito de la

Quími a. En suma, el objetivo de este libro es el de unir teoría y prá ti-

a, rigor y divulga ión. De idir si este objetivo se ha onseguido o no, no

orresponde a los autores, sino que será el le tor el que tenga la última

palabra.

Debe ha erse notar que se han realizado vídeos de todas las prá ti-

as desarrolladas en este libro, vídeos que pueden ser onsultados en la

dire ión: https://www.jp ampillo.es/vídeos

No quisiéramos terminar sin agrade er a nuestros alumnos de los dis-

tintos niveles de Se undaria y Ba hillerato su olabora ión en la reali-

za ión prá ti a de los experimentos des ritos en este libro, olabora ión

que, en o asiones, se ha produ ido en horario extraes olar.

Los autores

Mur ia, marzo de 2016

2

Índice general

1. Descripción de las prácticas 71.1. Identificación de elementos por energía radiante. . . . . . 71.2. Espectros de rayas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 91.3. Ley de Conservación de la Materia. . . . . . . . . . . . . 121.4. Ley de las Proporciones Definidas. . . . . . . . . . . . . . 141.5. Tipos de reacciones químicas. . . . . . . . . . . . . . . . 171.6. Determinación de la fórmula empírica de un compuesto. . 211.7. Determinación de la masa molecular de un gas. . . . . . 241.8. Ley de Boyle - Mariotte. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 261.9. Ley de Charles . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 291.10. Ley de Gay-Lussac. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 311.11. Teoría cinética de los gases. . . . . . . . . . . . . . . . . 331.12. Fluorescencia. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 361.13. Disolución de sales en sustancias fluorescentes. . . . . . . 421.14. Fosforescencia. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 441.15. Presión de vapor. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 461.16. Ley de Raoult. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 481.17. Descenso crioscópico. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 501.18. Aumento ebulloscópico. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 521.19. Difusión a través de membranas. . . . . . . . . . . . . . . 541.20. Ósmosis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 571.21. Determinación de la entalpía y la entropía de vaporización

del agua. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 591.22. Entalpía de disolución del nitrato amónico. . . . . . . . . 611.23. Mezclas frigoríficas y reacciones endotérmicas. . . . . . . 631.24. Experimentos de Termoquímica. . . . . . . . . . . . . . . 671.25. Complejos con el cobre. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 731.26. Conductividad y enlace químico. . . . . . . . . . . . . . . 751.27. ¿Arde la materia al añadirle agua? . . . . . . . . . . . . 80

3


1.28. Reacción del magnesio con el agua. . . . . . . . . . . . . 821.29. Reacción entre el aluminio y el iodo. . . . . . . . . . . . 851.30. Reacción entre el zinc y el azufre. . . . . . . . . . . . . . 871.31. Obtención de cobre metálico por reducción del óxido cú-

prico con zinc metálico. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 891.32. Una reacción exotérmica: Zn + Cu2+. . . . . . . . . . . . 911.33. Aluminotermia. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 941.34. Reacción del etanol con oxígeno. . . . . . . . . . . . . . . 961.35. Catálisis y complejo activado. . . . . . . . . . . . . . . . 981.36. Cinética química: Una reacción reloj. . . . . . . . . . . . 1001.37. Negro mas incoloro ...¡violeta! . . . . . . . . . . . . . . . 1021.38. Una reacción cronometrada. . . . . . . . . . . . . . . . . 1041.39. Oxidación del ion I− por el ion Fe3+ . . . . . . . . . . . . 1071.40. Combustión de una golosina. . . . . . . . . . . . . . . . . 1091.41. Oro, plata... y cobre. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1111.42. El efecto Tyndall (Una puesta de sol química). . . . . . . 1141.43. Deshidratación del azúcar por el ácido sulfúrico. . . . . . 1161.44. Una reacción oscilante. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1181.45. Pasta de dientes gigante . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1201.46. Hielo instantáneo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1231.47. Extracción del yodo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1251.48. Sublimación del yodo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1271.49. Sublimación del ácido benzoico. . . . . . . . . . . . . . . 1291.50. Separación de los componentes de una mezcla por croma-

tografía en papel. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1311.51. La llama verde del metanol. . . . . . . . . . . . . . . . . 1331.52. El Principio de Le Chatelier. . . . . . . . . . . . . . . . . 1351.53. Equilibrio entre complejos. . . . . . . . . . . . . . . . . . 1371.54. Dos factores que afectan al equilibrio : Concentración y

temperatura. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1391.55. Equilibrio NO2/N2O4. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1421.56. Formación de precipitados. . . . . . . . . . . . . . . . . . 1441.57. Efecto del ion común. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1471.58. La lluvia de oro. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1501.59. Complejos con Fe. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1521.60. La fuente de amoniaco. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1541.61. Tres colores. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1561.62. Determinación de la constante de acidez del ácido acético. 1581.63. ¿De qué depende el pH de la disolución de un ácido? . . 161

4


1.64. Un indicador natural: El extracto de col lombarda. . . . 1631.65. Reacciones de hidrólisis. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1661.66. Disoluciones reguladoras. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1691.67. ¿Fenolftaleína coloreada en medio básico? ... ¡depende! . 1741.68. Reacciones con aluminio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1761.69. Concentración de una lejía. . . . . . . . . . . . . . . . . . 1791.70. Viaje del verde al azul. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1811.71. Reacción entre el ácido sulfúrico y el permanganato de

potasio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1841.72. Estados de oxidación del manganeso . . . . . . . . . . . 1861.73. Oxidación de haluros por halógenos. . . . . . . . . . . . . 1881.74. Oxidación del tiosulfato de sodio con peróxido de hidrógeno.1911.75. Evolución de la reacción del tiosulfato sódico con ácido

clorhídrico: Procedimiento colorimétrico. . . . . . . . . . 1941.76. Reacciones en blanco y negro. . . . . . . . . . . . . . . . 1971.77. Redox y precipitación, . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1991.78. 4 EN 1. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2011.79. Propulsión a chorro. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2051.80. La pila Daniell. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2071.81. La pila de Volta. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2091.82. Corrosión electroquímica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2121.83. Electrolisis. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2151.84. Electrolisis en colores. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2181.85. Migración de iones por acción de un campo eléctrico. . . 2201.86. Acción de un campo magnético sobre cargas en movimiento.2231.87. Determinación experimental de la constante de Faraday. 2261.88. Isomería en Química orgánica. . . . . . . . . . . . . . . . 2291.89. Polarización y actividad óptica. . . . . . . . . . . . . . . 2311.90. Birrefringencia. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2341.91. Oxidación de la glucosa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2361.92. Un semáforo químico. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2381.93. Oxidación de la sacarosa por el permanganato potásico. . 2401.94. Oxidación del luminol. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2421.95. Una reacción oscilante con luminol. . . . . . . . . . . . . 2451.96. Oxidación del tartrato de sodio y potasio con peróxido de

hidrógeno. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2471.97. Deshidratación del etanol. . . . . . . . . . . . . . . . . . 2491.98. Reacción del acetileno con cloro. . . . . . . . . . . . . . . 2511.99. Reacciones del acetileno con permanganato potásico. . . 253

5


1.100.Reacción de Fehling. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2551.101.El ensayo de Tollens. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2581.102.Ensayos de reconocimiento de proteínas. . . . . . . . . . 2601.103.Hidrólisis de la sacarosa. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2631.104.Hidrólisis del almidón. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2651.105.Prueba del iodoformo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2671.106.Oxidación de alcoholes mediante permanganato de potasio. 2691.107.Combustión de la nitrocelulosa. . . . . . . . . . . . . . . 2711.108.Combustión de la peroxiacetona. . . . . . . . . . . . . . 2731.109.Elaboración de un polímero. . . . . . . . . . . . . . . . . 2751.110.Polímeros (II): La síntesis del nylon 6,10. . . . . . . . . . 2771.111.Polímeros (III): La poliacrilamida. . . . . . . . . . . . . . 2791.112.Polímeros (IV): Un polímero de urea-formaldehído. . . . 2821.113.Polímeros (V): Elaboración de un bioplástico. . . . . . . 283

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 Color

Litio Rojo

Sodio Amarillo

Potasio Violeta

Cal io Rojo-anaranjado

Estron io Rojo armín

Bario Verde amarillento

Hierro Verde

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

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


1.2. Espe tros de rayas.

OBJETIVO: Al igual que en la se ión anterior, Identi� a ión de

elementos por energía radiante, se des ribe un pro edimiento para

identi� ar determinados elementos, en esta o asión, basándonos en la

emisión de radia ión por parte de aquellos en estado gaseoso y a baja

presión.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Cuando a un elemento en estado

gaseoso se le omuni a energía, algunos de sus ele trones son ex itados,

pasando de un nivel de energía a otro superior. Al volver di hos ele trones

a su nivel original, desprenden energía en forma de radia ión ele tromag-

néti a. Parte de esta radia ión ele tromagnéti a orresponde a la zona

visible. Si el gas se en uentra a baja presión y la radia ión emitida se

ha e pasar a través de un prisma o una red de difra ión, di ha radia ión

quedará separada en líneas de diversos olores. Se obtiene de esta forma

un espe tro de emisión, que será ara terísti o de ada elemento.

MATERIALES: fuente de alta tensión (aproximadamente, 5000 V),

tubos de des arga de diversos elementos, red de difra ión (600 línea-

s/mm).

PROCEDIMIENTO: Tras olo ar en la fuente de alimenta ión el

tubo espe tral, se one ta aquella y se ha e pasar la luz emitida a través

de una red de difra ión. Se ha empleado una uyo número de líneas por

milímetro es de 600. Se observa un onjunto de líneas oloreadas que

es ara terísti o del elemento que se en uentra en el interior del tubo

espe tral.

Figura 1.2: Espe tros de H2, N2 y O2

9


Figura 1.3: Espe tros de He, Ne, Ar, Kr y Xe

Figura 1.4: Espe tros de S e I2

Para analizar la intensidad relativa de las líneas de ada espe tro, así

omo su orrespondiente longitud de onda, se ha utilizado el programa

Analizador de espe tros, in luido en el paquete Physi sSensor , del

profesor D. Diego Luis Aristizábal , de la Universidad Na ional

de Colombia. En las siguientes imágenes, podemos ver el resultado de

di ho análisis para los elementos Hidrógeno y Kriptón.

.

10


Figura 1.5: Análisis de los espe tros de H2 y Kr

11

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


1.3. Ley de Conserva ión de la Materia.

OBJETIVO: Comprobar de forma experimental que en una rea ión

quími a, la antidad de materia permane e onstante

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de Conserva ión de la Ma-

teria, enun iada primeramente por Lomonósov y on posterioridad por

Lavoisier puede ser expresada de la siguiente forma: �En una rea ión

quími a, la antidad de materia permane e onstante� es de ir, la suma

de las masas de los rea tivos es igual a la suma de las masas de los pro-

du tos de rea ión. Es una forma restringida del más general Prin ipio de

Conserva ión de la Energía, pero que puede apli arse la la gran mayoría

de rea iones quími as, ex eptuando las rea iones nu leares, en las que

se produ e una transforma ión apre iable de materia en energía.

MATERIALES: Balanza, vaso de pre ipitados, tubos de ensayo,

agua, ioduro de potasio y nitrato de plomo (II).

Figura 1.6: Prin ipio de Conserva ión de la Materia

PROCEDIMIENTO: Se preparan dos disolu iones de nitrato de

plomo y de ioduro de potasio, respe tivamente. Se pone una por ión de

ada una de ellas en un tubo de ensayo, se introdu en ambos tubos en

un vaso de pre ipitados y se pesa el onjunto. A ontinua ión, tomamos

el tubo de ensayo que ontiene una de las dos disolu iones y vertemos

su ontenido en el segundo tubo de ensayo. Se produ irá la siguiente

rea ión quími a, expresada en forma ióni a:

Pb2+ + 2 I− → PbI2 ↓

12


Los iones NO−

3 yK+no intervienen en la rea ión. El resultado de ésta es

la forma ión de un pre ipitado de ioduro de plomo (II) de olor amarillo

intenso, lo que pone de mani�esto que se ha produ ido una rea ión

quími a.

Se olo an nuevamente los dos tubos de ensayo en el vaso de pre ipi-

tados y se pesa el onjunto. Observaremos que la masa es la misma antes

y después de produ irse la rea ión quími a.

13

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Conservaci%C3%B3n%20de%20la%20materia.mp4


1.4. Ley de las Propor iones De�nidas.

OBJETIVO: Comprobar que, sea ual sea la antidad de un ele-

mento A al ombinarse on otro B para dar un ompuesto, la rela ión

entre las masa de A y B es invariable.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de las Propor iones De�ni-

das (Proust, 1795) puede ser enun iada de la siguiente forma: �Cuando

dos elementos A y B se unen para dar un ompuesto, la re-

la ión entre sus masas es invariable�, es de ir, para la siguiente

rea ión:

A+B → AB

Se puede estable er la siguiente rela ión:

mA

mB= constante

Siendo mA y mB las masas de A y B, respe tivamente. En nuestro expe-

Figura 1.7: Casa de la Quími a, Segovia

rimento, utilizaremos la rea ión entre el bi arbonato de sodio y el á ido

lorhídri o:

NaHCO3 +HCl → NaCl + CO2 +H2O

MATERIALES: Cápsula de por elana, trozos de por elana, que

a tuarán omo nú leos de ebulli ión, balanza, pla a alefa tora, bi arbo-

nato sódi o, á ido lorhídri o 5 M

14


PROCEDIMIENTO: Pesamos una determinada antidad de bi ar-

bonato sódi o (5,5 g) y la olo amos en la ápsula de por elana, junto a

unos trozos de esta sustan ia, que a tuarán omo nú leos de ebulli ión

y que, junto on la ápsula, habremos pesado previamente (obteniendo

un valor de 85,9 g). Añadimos á ido lorhídri o en ex eso ( omprobando

que deja de produ irse eferves en ia) y evaporamos hasta sequedad. Una

vez la ápsula y su ontenido se en uentran a temperatura ambiente, se

pesa nuevamente. Se repite el pro edimiento on otra masa (7,3 g) de

bi arbonato de sodio. El peso de la ápsula junto on los nú leos de ebu-

lli ión es ahora de 86,0 g. Como puede verse en las imágenes anteriores,

Figura 1.8: Forma ión del loruro de sodio

la masa de loruro sódi o una vez evaporado el líquido (agua y ex eso

de HCl), junto a la ápsula y los nú leos de ebulli ión toma a los valores

respe tivos de 89,7 y 91,0 g. De aquí dedu imos que la masa de loruro

sódi o formada es 89,7 - 85,9 = 3,8 g para el primer experimento, y 91,1

- 86,0 = 5,1 g para el segundo.

CÁLCULOS: La masa de sodio presente en una muestra de bi ar-

bonato de sodio se al ula de la siguiente forma:

masaNa = masaNaHCO323 gNa

84 gNaHCO3

Siendo 23 la masa atómi a del sodio, y 84 la masa mole ular del bi ar-

bonato de sodio.

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Teniendo en uenta la rea ión del bi arbonato de sodio on el á ido

lorhídri o indi ada anteriormente, veremos que 84 g de NaHCO3(1 mol)

darán lugar a la forma ión de 58,5 g de NaCl (1 mol), por lo que podrá

es ribirse:

84 gNaHCO3

58, 5 g NaCl=

g NaHCO3

g NaCl

. Con todos estos supuestos, podemos agrupar los datos en la siguiente

tabla:

m NaHCO3 m Na m NaCl (*) m NaCl (**) m Cl (*) m Cl(**)

5,5 1,5 3,8 3,8 2,3 2,3

7,3 2,0 5,1 5,1 3,1 3,1

Los datos señalados on (*) son datos teóri os, mientras que los in-

di ados on (**) son datos experimentales. Como puede verse, para la

pre isión de la balanza, los resultados experimentales oin iden on los

teóri os.

Finalmente, podemos poner

Exp. 1 Exp. 2 Valor teóri o

m Na /m Cl 0,65 0,65 0,65

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Ley%20de%20las%20proporciones%20definidas.mp4


1.5. Tipos de rea iones quími as.

OBJETIVO: Distinguir los distintos tipos de rea iones en fun ión

de los rea tivos empleados y los produ tos a que aquellos dan lugar

FUNDAMENTO TEÓRICO: Existen uatro tipos prin ipales de

rea iones quími as, que son las siguientes:

1. Rea iones de síntesis: En este tipo de rea iones, dos o mas sustan-

ias se ombinan entre sí para dar un úni o ompuesto. Un ejemplo

es la rea ión que tiene lugar entre el magnesio y el oxígeno:

2Mg (s) + O2(g) → 2MgO(s)

Una forma de omprobar la forma ión del óxido de magnesio es

Figura 1.9: Forma ión del óxido de magnesio

disolver el ompuesto obtenido en agua, y omprobar que el pH de

la disolu ión es laramente al alino, lo que se debe a la forma ión

del hidróxido de magnesio, según la rea ión:

MgO+ H2O → Mg(OH)2

2. Rea iones de des omposi ión o análisis: En estas rea iones, una

sustan ia se des ompone para dar lugar a la forma ión de otras más

simples. Un ejemplo lo onstituye la rea ión de des omposi ión del

lorato de potasio, que tiene lugar según el pro eso:

2KClO3(s)�2KCl (s) + 3O2(g)

Se puede omprobar la forma ión de oxígeno introdu iendo en el

tubo una astilla de madera, uno de uyos uyos extremos, después

17


de ser en endido, se ha apagado inmediatamente antes de ser in-

trodu ido. El oxígeno produ ido reaviva la llama en el extremo de

la astilla.

Figura 1.10: Des omposi ión del lorato potási o

3. Rea iones de desplazamiento: En este tipo de rea iones, un ele-

mento de un ompuesto es sustituido por otro elemento. Un ejemplo

es la rea ión redox entre el zin y el sulfato de obre.

Zn (s) + CuSO4 (aq)�ZnSO4 (aq) + Cu (s)

Tras produ irse la sustitu ión del obre por el zin , la disolu ión,

Figura 1.11: Rea ión de desplazamiento

ini ialmente de olor azul, pierde su olora ión, apre iándose en el

fondo del tubo un pre ipitado negruz o de obre.

4. Rea iones de doble desplazamiento o inter ambio: En este tipo de

rea iones, se produ e un inter ambio de átomos entre los rea tivos.

18


En general, estas rea iones se produ en en disolu ión. Un ejemplo

es la rea ión entre el sulfato de obre y el arbonato de sodio.

Na2CO3 + CuSO4�Na2SO4 + CuCO3

La rea ión tiene lugar según el pro eso (representado de forma

simpli� ada pues, en realidad, el ompuesto de obre formado es

CuCO3·Cu(OH)2). El obre y el sodio se inter ambian.

Figura 1.12: Forma ión del arbonato de obre

MATERIALES: tubos de ensayo, ápsula de por elana, soplete de

o ina, astillas de madera,agua destilada, sulfato de obre pentahidrata-

do, arbonato de sodio, zin en polvo y lorato potási o.

PROCEDIMIENTO:

Rea iones de síntesis: se toma un trozo de inta de magnesio y se

a er a a la llama de un soplete. Observaremos la forma ión de óxido

de magnesio, de olor blan o que, al ser disuelto en agua produ e

una disolu ión de pH al alino, orrespondiente a la forma ión de

hidróxido de magnesio.

Rea iones de análisis: se alienta en un tubo de ensayo una peque-

ña antidad de lorato de potasio. Tras fundirse éste, introdu imos

en el tubo de ensayo una astilla de madera re ién apagada, obser-

vándose que la llama se reaviva, debido a la forma ión de oxígeno

debida a la des omposi ión del lorato de potasio.

Rea iones de desplazamiento: se añade una pequeña antidad de

zin en polvo a una disolu ión de sulfato de obre (II). Se observa la

19


de olora ión de la misma, así omo la forma ión de una sustan ia

de olor negruz o en el fondo del tubo ( obre metáli o).

Rea iones de doble desplazamiento: a una disolu ión de sulfato

de obre se le añade otra disolu ión de arbonato de sodio. Ob-

servaremos la forma ión de un pre ipitado de olor azul turquesa,

orrespondiente al ompuesto CuCO3·Cu(OH)2.

20

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Tipos%20de%20reacciones%20qu%C3%ADmicas.mp4


1.6. Determina ión de la fórmula empíri a

de un ompuesto.

OBJETIVO: Determinar la fórmula empíri a de un ompuesto uti-

lizando materiales de fá il a eso y bajo oste.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La fórmula empíri a de un om-

puesto nos da la rela ión en que se en uentran entre sí los átomos que

lo omponen, sin espe i� ar ne esariamente el número de átomos de a-

da elemento que apare en en la molé ula. Así, por ejemplo, la fórmula

empíri a CH2 ( orrespondiente a una fórmula mole ular (CH2)n, donden es un número entero), puede orresponder a ompuestos omo eteno

(C2H4) o buteno (C4H8).

Para determinar la fórmula empíri a del loruro de zin , ha emos

rea ionar este elemento on un ex eso de á ido lorhídri o. En esta

rea ión, se produ e hidrógeno y, midiendo el volumen de éste en unas

ondi iones ono idas de presión y temperatura, podremos al ular su

masa.

Por otra parte, si tenemos en uenta que 1 g de H se ombina on

35,5 g de Cl para dar HCl, ono ida la masa de hidrógeno obtenida,

podremos determinar la masa de loro que se ombina on la masa de

zin que hayamos utilizado. Dividiendo ada una de las masas por su

respe tiva masa atómi a, obtendremos dos valores, que orresponderán

al número átomos-gramo de ada elemento. Si dividimos ada uno de

estos valores por el menor de ambos, obtendremos la rela ión en que se

ombinan los átomos de zin y loro, es de ir, la fórmula empíri a de este

ompuesto.

MATERIALES: peso de o ina, balanza que apre ie hasta 0,1 g,

matraz erlenmeyer, ubeta transparente (puede utilizarse una bandeja

de horno), tapón horadado, tubo de vidrio, jeringuilla on aguja hipo-

dérmi a, varilla on soporte, nuez y pinza, botella de plásti o, agua, á ido

lorhídri o y zin en polvo.

PROCEDIMIENTO: Se llena ompletamente de agua la botella

de plásti o y se tapa. Se pesa, anotando el valor obtenido. Se invierte

y se introdu e el extremo tapado en una ubeta que ontiene agua. Se

sujeta la botella y se destapa, uidando que no salga agua de ella. Por

otra parte, introdu imos en un matraz erlenmeyer 1 g de Zn, tapamos el

matraz on el tapón horadado e introdu imos en el ori� io un extremo

21


del tubo de vidrio, mientras que el otro se introdu e en el extremo abierto

de la botella. Se atraviesa el tapón on la aguja hipodérmi a, quedando

el dispositivo tal y omo podemos ver en la siguiente imagen:.

Figura 1.13: Dispositivo experimental

Utilizando la jeringuilla, se introdu e en el matraz un ex eso de HCl,

de forma que rea ione todo el Zn. Se observará inmediatamente el des-

prendimiento de hidrógeno, que pasará por el tubo de vidrio, introdu ién-

dose en la botella, y desplazando agua de su interior. Cuando ha esado

el desprendimiento de hidrógeno ( omprobando que todo el zin metáli o

ha desapare ido) se tapa la botella, manteniendo su bo a en el interior

de la ubeta on agua, se sa a de ésta y se pesa. La diferen ia de peso

entre la botella ompletamente llena y par ialmente va ía equivaldrá al

volumen de agua desplazada, ya que tomamos omo valor aproximado

de la densidad del agua, 1 g/mL.

CÁLCULOS: Los datos obtenidos en el experimento son los siguien-

tes:

Masa ini ial de agua: 1064 g

Masa �nal de agua: 664 g

Densidad del agua (supuesta): 1 g/ m

3

Volumen de agua desplazada: 400 m

3= 0,4 L

Altura olumna de agua: 21,9 � 7 = 14,9 m

Presión atmosféri a: 1014,5 hPa

Presión de vapor del agua a 25º C: 31,7 hPa

22


Presión hidrostáti a: (1000·9,8·0,149)/1000 = 14,6 hPa

Con todos estos datos, podremos realizar los siguientes ál ulos:

Presión sobre el hidrógeno:

P = 1014,5 - 31,7 + 14,6 = 997,4 hPa, equivalentes a:

P = 997, 4/1013, 6 = 0, 984 atm

Número de moles de hidrógeno: Apli ando la e ua ión de los

gases ideales, tendremos:

0,984·0,4 = n·0,082·298,3. Despejando: n = 0,0161 moles, que equiva-

len a una masa de hidrógeno:

m = 0, 0161 · 2 = 0, 0322 g

Teniendo en uenta que 1 g de H se ombina on 35,5 g de Cl para

dar HCl, podremos es ribir la siguiente rela ión:

1 gH

35, 5 gCl=

0, 0322 g Zn

x gCl

Zn De donde se obtiene: x = 1,143 g Cl.

Para al ular la fórmula de loruro de zin , podremos poner:

Zn : 1/65, 4 = 0, 0153

Cl : 1, 143/35, 5 = 0, 0322

Dividiendo ambos valores por el menor de ellos, obtendremos:

0, 0153/0, 0153 = 1

Cl : 0, 0322/0, 0153 = 2, 1 ≃ 2

Con lo que la fórmula del loruro de zin será: ZnCl2

23

http://jpcampillo.es/onewebmedia/F%C3%B3rmula%20emp%C3%ADrica.mp4


1.7. Determina ión de la masa mole ular de

un gas.

OBJETIVO: Cal ular la masa mole ular de un gas, utilizando un

pro edimiento sen illo y materiales de bajo oste.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La masa mole ular de un gas puede

ser al ulada midiendo el volumen de una masa determinada de di ho gas,

ono iendo las ondi iones de presión y temperatura del lugar donde se

realiza el experimento. Si onsideramos ideal el omportamiento del gas,

podremos apli ar la e ua ión de estado de los gases perfe tos:

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 onstante de los

gases, y T , la temperatura, expresada en grados Kelvin. Hemos tenido,

además, en uenta que el número de moles, n, es igual al o iente entrem y Pm, siendo m la masa de gas, y Pm, la masa mole ular del mismo,

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

guiente imagen:

Figura 1.14: Determina ión de la masa mole ular del butano

MATERIAL: Balanza, termómetro, barómetro (en nuestro aso, he-

mos re urrido a obtener el dato de la presión atmosféri a de la página

web del Observatorio Meteorológi o de Mur ia), tubo �exible, depósito

de gas butano para re arga de en endedores, ubeta de plásti o y botella

para re oger el gas.

24


PROCEDIMIENTO: En primer lugar, dado que la botella en que

se re oge el gas no está graduada, introdu imos en ella una masa de 1000 g

de agua, que podemos medir fá ilmente on una balanza. Suponiendo que

la densidad del agua es de 1 g/ m

3, uando la masa de agua introdu ida

sea de 1 kg, el volumen o upado por ésta será de 1 L.

A ontinua ión, invertimos la botella on el litro de agua y la olo-

amos sobre la ubeta, que también ontiene agua para que la botella

no se va íe. Introdu imos en el uello de la botella un extremos del tubo

�exible y ajustamos el otro extremo a la boquilla del re ipiente de gas,

habiendo pesado éste previamente. Posteriormente, ha emos pasar el gas

del re ipiente, a través del tubo, a la botella, en la que, a su vez, se va

desalojando el agua. Cuando todo el volumen de agua de la botella ha-

ya sido desalojado, dejamos de introdu ir gas y pesamos nuevamente el

re ipiente.

A ontinua ión, se obtienen los datos de presión y temperatura del

lugar del experimento, y se efe túan los ál ulos, tal y omo se des ribe

a ontinua ión.

CÁLCULOS: Los datos experimentales obtenidos son los siguientes:

Presión atmosféri a: 999,9 hPa, equivalentes a 0,99 atm, aproxima-

damente.

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

Masa ini ial del re ipiente de gas: 237,7 g

Masa �nal del re ipiente de gas: 235,3 g

Volumen de gas: 1 L

Con estos datos, al ulamos la masa mole ular de la forma anteriormente

indi ada:

Pm =(237, 7− 235, 3)0, 082 · 293, 1

0, 99 · 1= 58, 26

Resultado semejante al de la masa mole ular del butano, uyo valor es

58.

25

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


1.8. Ley de Boyle - Mariotte.

OBJETIVO: Comprobar de forma experimental que uando aumen-

ta la presión ejer ida sobre un gas, manteniendo onstante la tempera-

tura, el volumen de di ho gas disminuye.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de Boyle - Mariotte puede

ser enun iada de la siguiente forma: �A temperatura onstante, el produ to

de la presión por el volumen de un gas es, a su vez, onstante �. Esto

puede ser expresado matemáti amente de la forma:

P · V = P ′ · V ′ o bien P =c

V

Siendo c una onstante.

MATERIALES: Bomba y ámara de va ío elaboradas de forma

�artesanal� on dos re ipientes de vidrio on tapa herméti a, tubos de

goma y de sili ona, jeringa de plásti o, manómetro y globo.

PROCEDIMIENTO: En primer lugar, omprobaremos de forma

ualitativa de qué forma la varia ión de presión afe ta al volumen de un

gas. para ello, introdu imos un globo par ialmente hin hado en la ámara

de va ío, y one tamos ésta on la bomba de va ío. Al poner ésta en

fun ionamiento, omprobaremos que el volumen del globo aumenta a la

vez que disminuye la presión en el interior de la ámara de va ío. Al poner

esta en omuni a ión on la atmósfera, el volumen del globo disminuirá

nuevamente. La imagen de la izquierda orresponde a la situa ión ini ial.

Figura 1.15: El volumen varía on la presión

La presión en el interior de la ámara de va ío es igual a la presión

atmosféri a. En la imagen de la dere ha se puede apre iar el aumento

26


de volumen del globo uando la presión en el interior de la ámara es,

aproximadamente, de 0,5 atmósferas.

A ontinua ión realizaremos el experimento utilizando una jeringa de

plásti o, unida mediante un tubo de sili ona a un manómetro. dado que

se intenta realizar las medidas on la mayor pre isión posible, dentro de

las limita iones del material, pro ederemos a medir el diámetro externo

y el espesor del tubo de sili ona para así determinar su diámetro. Estos

valores pueden verse en las siguientes imágenes:

Figura 1.16: Dimensiones del tubo de sili ona

Lo que nos da un diámetro interno de 7 mm. Teniendo en uenta

además que la longitud del tubo es de 22 m, el volumen de gas que

ontiene será:

V = πr2L = π · 0, 352 · 22 ≃ 8, 5 cm3

A ontinua ión, omprimimos la jeringa y vamos anotando los valores

de presión y volumen. Di hos valores quedan re�ejados en la siguiente

tabla:

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

1,3 43,5 1,28 55,68

1,45 38,5 1,43 55,06

1,55 36,5 1,53 55,85

1,8 31,5 1,78 56,07

1,95 29,5 1,92 56,64

2,05 27,5 2,02 55,55

2,35 24,5 2,32 56,84

2,55 22,5 2,52 56,70

2,95 19,5 2,91 56,75

27


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 1.17: Variación del volumen con la presión

28

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


1.9. Ley de Charles


ta la temperatura de un gas, manteniendo onstante la presión, el volu-

men de di ho gas aumenta.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de Charles puede ser enun-

iada de la siguiente forma: �A presión onstante, el o iente del volumen

de un gas y su temperatura es, a su vez, onstante �. Esto puede ser ex-

presado matemáti amente de la forma:

V

T=

V ′

T ′= o bien V = cT


MATERIALES: Jeringa de vidrio, tubos de goma , termómetro,

soporte, pinzas on nuez, se ador de abello, matraz erlenmeyer, agua

destilada, balanza.

PROCEDIMIENTO: Pro edemos, en primer lugar, a realizar una

estima ión del volumen del matraz erlenmeyer, para lo ual, medimos su

masa uando está va ío y una vez lleno de agua destilada. La diferen ia

entre las dos masas, suponiendo para el agua destilada una densidad de 1

g/ m

3, nos dará dire tamente el volumen del matraz, expresado en mL.

Figura 1.18: Estima ión del volumen del matraz

Posteriormente, erramos el matraz y lo unimos mediante un tubo de

goma a una jeringa de vidrio de 30mL de apa idad. Introdu imos un

termómetro en el matraz y alentamos mediante un se ador de abello.

Esperamos a que la temperatura medida por el termómetro se estabili e y

anotamos el valor de ésta, así omo la varia ión de volumen en la jeringa.

29


Figura 1.19: In remento de volumen

Repetimos el pro eso hasta obtener el onjunto de valores que puede

verse en la siguiente tabla:

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

294,9 0 0,136

1,45 0,06 0,142

1,55 0,08 0,144

1,8 0,10 0,146

1,95 0,12 0,148

2,05 0,13 0,149

Con estos valores, podremos realizar la siguiente representa ión grá-

� a:

30

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


1.10. Ley de Gay-Lussa .


ta la temperatura de un gas, manteniendo onstante el volumen, la pre-

sión de di ho gas aumenta.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La Ley de Gay-Lussa puede ser

enun iada de la siguiente forma: �A presión onstante, el o iente del

volumen de un gas y su temperatura es, a su vez, onstante �. Esto puede

ser expresado matemáti amente de la forma:

P

T=

P ′

T ′= o bien P = cT


MATERIALES: Vaso de pre ipitados, matraz erlenmeyer, tubo de

sili ona, tapón de au ho, termómetro, es�gmomanómetro (tomado de

un tensiómetro), soporte, pinzas on nuez, alefa tor elé tri o� agua, ba-

lanza.

Figura 1.20: ley de Gay-Lussa : dispositivo experimental

PROCEDIMIENTO:

Cerramos el matraz erlenmeyer on un tapón de au ho on dos ori�-

ios. En uno de ellos se olo a un termómetro, mientras que en el otro se

olo a un tubo de vidrio unido mediante un tubo de sili ona a un es�g-

momanómetro (utilizamos este tipo de manómetro al tener un intervalo

de medida pequeño, on retamente de 0 a 300 mm de Hg. Se sumerge

31


el matraz erlenmeyer en un vaso de pre ipitados que ontiene agua y se

one ta el alefa tor elé tri o. A medida que aumenta la temperatura del

agua (y, por tanto, la del aire ontenido en el erlenmeyer), observaremos

un aumento en la presión.

Anotando los valores de temperatura y presión a distintos tiempo,

obtenemos el onjunto de valores que puede verse en la siguiente tabla:

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

307 20 1,026

311 30 1,039

319 40 1,053

325 54 1,071

328 60 1,079

Con estos valores, podremos realizar la siguiente representa ión grá-

� a:

32

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


1.11. Teoría inéti a de los gases.

OBJETIVO: Construir un modelo me áni o que represente la Teoría

Cinéti a de los gases y, a partir de su fun ionamiento expli ar, de forma

ualitativa las leyes que rigen el omportamiento de aquellos, así omo el

movimiento aóti o de una partí ula en el seno de un �uido (movimiento

browniano).

FUNDAMENTO TEÓRICO: La teoría inéti a de los gases idea-

les expli a el omportamiento y las propiedades de aquellos, y está basada

en los siguientes postulados:

El número de molé ulas de un gas es grande en ompara ión on

la separa ión entre ellas. El volumen que o upan es muy pequeño

en ompara ión on el del re ipiente.

El movimiento individual de ada molé ula es aleatorio, así omo

su velo idad. Podemos omprobar que las partí ulas se mueven en

dire iones diversas y on velo idades diferentes.

Las molé ulas experimentan hoques elásti os entre sí y on las

paredes del re ipiente, Para los hoques elásti os se onservan tanto

la energía inéti a omo la antidad de movimiento.

Las fuerzas entre las molé ulas son despre iables.

La presión de un gas está rela ionada on el número de hoques

de las molé ulas de aquel on las paredes del re ipiente. Cuanto

mayor sea el número de hoques por unidad de tiempo,mayor será

la presión.

La temperatura del gas está rela ionada on la velo idad promedio

de sus molé ulas y, por tanto, on su energía inéti a.

Basándonos en estos postulados, el modelo me áni o de los gases que

se ha onstruido puede expli ar de forma ualitativa las leyes de los ga-

ses (Boyle-Mariotte, Charles, Gay-Lussa ), así omo el movimiento

desordenado de una partí ula dentro de un �uido, lo que se ono e omo

movimiento browniano.

MATERIALES: Generador de vibra iones, ampli� ador, generador

de fre uen ias, tubo de meta rilato, uentas de plásti o, ilindro de poli-

estireno expandido de diámetro ligeramente inferior al diámetro interior

del tubo de meta rilato.

33


Figura 1.21: Materiales para el modelo me áni o de la Teoría Cinéti a

PROCEDIMIENTO:

1. Observa ión del movimiento aóti o de las partí ulas de un gas: Al

poner en fun ionamiento el generador de fre uen ia para un valora

dado podremos observar el movimiento aleatorio de las uentas de

plásti o en el interior del tubo, así omo sus distintas velo idades.

Figura 1.22: Movimiento aóti o de las partí ulas

2. Ley de Boyle-Mariotte: a temperatura onstante (es de ir, man-

teniendo onstante la fre uen ia y la amplitud on que se mueve

el generador de vibra iones en nuestro modelo), el produ to de

la presión por el volumen es onstante. Podemos omprobar ésto

34


introdu iendo en el tubo de plásti o un ilindro de poliestireno ex-

pandido, que produ irá una disminu ión del volumen en el que se

desplazan las uentas de plásti o y, en onse uen ia, un aumento

en el número de hoques de aquellas on las paredes del tubo, lo

que se interpretaría omo un aumento de la presión:

3. Ley de Charles: si la presión se mantiene onstante, un aumento de

temperatura se tradu irán en un aumento del volumen. En nuestro

modelo me áni o, al aumentar la señal dada por el ampli� ador

al generador de vibra iones, lo que equivaldría a un aumento de

temperatura, aumenta el volumen en que se desplazan las uentas

de plásti o.

4. Ley de Gay-Lussa : uando varía la temperatura de un gas, man-

teniendo onstante el volumen, la presión de di ho gas varía en el

mismo sentido. En nuestro aso, al aumentar la señal de salida del

ampli� ador (aumentando, por tanto la amplitud de las vibra io-

nes), el volumen o upado por las uentas de plásti o tiende a au-

mentar. Para mantenerlo onstante debemos ejer er una presión,

para lo que se introdu e en el tubo un ilindro de poliestireno, tal

omo se ha des rito en el apartado 1.

5. Movimiento browniano: se introdu e en el tubo una uenta de plás-

ti o de mayor tamaño que las que hay en su interior. Di ha uenta

uelga de un hilo. Al poner en fun ionamiento el dispositivo, po-

dremos observar omo, debido a los hoque de las pequeñas uentas

de plásti o on la mayor, esta adquiere un movimiento erráti o.

35

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Teor%C3%ADa%20cin%C3%A9tica.mp4


1.12. Fluores en ia.

OBJETIVO: Observar el fenómeno por el ual, determinadas sus-

tan ias al ser irradiadas on luz ultravioleta, emiten radia ión visible, de

menor longitud de onda que la orrespondiente a la luz ultravioleta antes

men ionada.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Puede de�nirse la �uores en ia o-

mo el pro eso por el ual determinadas sustan ias, al absorber energía en

forma de radia ión ele tromagnéti a de pequeña longitud de onda, omo

pueden ser los rayos X, radia ión ultravioleta (en adelante, utilizaremos

para denominar esta radia ión la abreviatura UV), luz azul, et , emiten

a su vez energía en forma de radia ión de mayor longitud de onda que

la absorbida, habitualmente dentro de la zona visible del espe tro ele -

tromagnéti o. El pro eso de emisión de luz se produ e en intervalos de

tiempo sumamente pequeños (del orden de los nanosegundos).

La energía de una radia ión viene dada, según la teoría uánti a, por

la expresión:

E = hc

λ

Donde E es la energía de la radia ión,h, la onstante de Plan k, c, lavelo idad de la luz, y λ, la longitud de onda de la radia ión.

Los ele trones de un átomo tienden a o upar los orbitales de menor

energía (lo que se denomina estado fundamental). Cuando se suministra

a un átomo radia ión de longitud de onda λa, alguno de los ele trones

de di ho átomo puede absorber di ha energía, pasando a un orbital más

alejado del nú leo, dando lugar a un estado ex itado. Al volver el ele trón

al estado fundamental, el átomo emite energía en forma de radia ión de

longitud de onda λb, de forma que λb> λa, on lo que la energía emitida

es menor que la absorbida, perdiéndose la diferen ia entre ambas, por

ejemplo, en forma de alor. Un me anismo semejante tiene lugar uan-

do se irradian molé ulas, on la diferen ia de que los ele trones o upan

ahora orbitales mole ulares, situados alrededor de un onjunto de varios

nú leos.

MATERIALES: Tubo de rayos ultravioleta, muestras variadas de

disolu iones, organismos animales, minerales, produ tos de alimenta ión

y billetes de ban o.

PROCEDIMIENTO: El pro edimiento es, en todos los asos, ob-

servar el olor de la muestra bajo luz visible y, posteriormente, ilumi-

36


narla on luz ultravioleta. A ontinua ión, veremos algunas fotografías

de la �uores en ia emitida por distintas sustan ias, orrespondiendo las

fotografías de la izquierda a la irradia ión on luz ultravioleta, y las de

la dere ha a la ilumina ión on luz visible en todos los asos.

a) Fluores en ia en líquidos: El extra to de loro�la, obtenido a partir

de plantas de hoja verde, omo, en nuestro aso, la espina a presenta, a la

luz visible, un olor verde intenso, mientras que, al ser iluminado on luz

UV presenta �uores en ia de un olor rojo intenso. El a eite presentará

una �uores en ia de olor más o menos rojo, en fun ión de su alidad, de

forma que, uanto menos re�nado sea el a eite, más rojiza será la emisión

�uores ente, debido a la presen ia en el mismo de pigmentos de loro�la.

En nuestra muestra, se ha puesto a eite sobre agua, para observar que, en

el aso de esta última, no se produ e �uores en ia. La siguiente imagen

muestra la fórmula de la loro�la.

El extra to de úr uma, presenta un olor amarillo uando se expone

a la luz visible. Di ho olor ambia a amarillo-verdoso uando es irradiado

por UV. La �uores en ia emitida se debe a la presen ia de ur umina en

di ho extra to. El agua tóni a, in olora frente a la luz visible, toma un

olor azul eleste al ser irradiada on luz UV, debiéndose la �uores en ia

a la molé ula de quinina. Las fórmulas respe tivas de los ompuestos

antes men ionados son las que siguen:

37


En las siguientes fotografías podemos apre iar los ambios de olor

experimentados por muestras de las sustan ia antes indi adas:

(a) Extra to de loro�la (b) A eite sobre agua

( ) Extra to de úr uma (d) Agua tóni a

Figura 1.23: Fluores en ia emitida por distintos líquidos

b) Fluores en ia en seres vivos: Algunas espe ies presentan �uores-

en ia, omo es el aso de los es orpiones. Esta �uores en ia, de longitud

de onda entre 440 y 490 nm, de olor verde-azulado, pare e deberse a la

presen ia de dos ompuestos, denominados respe tivamenteβ- arbolinay 7-hidroxi-4-metil umarina, uyas respe tivas fórmulas están represen-

tadas a ontinua ión:

En las fotografías siguientes puede verse la �uores en ia emitida por

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un es orpión al ser iluminado on luz UV, frente al olor exhibido al ser

iluminado on luz visible.

Figura 1.24: Fluores en ia de un es orpión

b) Fluores en ia en minerales: En general, los minerales no son �uo-

res entes en estado puro pero, en presen ia de determinadas impurezas,

denominadas a tivadores, adquieren la propiedad de emitir luz al ser irra-

diados on UV, en algunos asos de pequeña longitud de onda (alta ener-

gía) y en otros de mayor longitud de onda (menor energía). Dependiendo

del tipo de a tivador, un mismo mineral puede emitir luz de diferentes

olores. Así, el plomo y el manganeso dan lugar a emisiones de olores

rojos o rosados, mientras que el ion uranilo produ e emisiones de olor

verde. Una prueba de esto la tenemos en la siguiente imagen, donde se

pone de mani�esto el distinto olor emitido por dos diferentes muestras

de al ita.

Figura 1.25: Fluores en ia en la al ita

En las siguientes fotografías puede apre iarse la olora ión emitida

bajo luz UV por la �uorita y el ópalo.

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Figura 1.26: Fluores en ia en �uorita (i) y ópalo (d)

d) Fluores en ia en produ tos sólidos alimenti ios: Determinados ali-

mentos presentan �uores en ia uando son irradiados. Entre estos, abe

men ionar el arroz y el azú ar, que emiten una �uores en ia blan o-

azulada, tal y omo puede verse en la siguiente imagen.

Figura 1.27: Fluores en ia en azú ar y arroz

e) Apli a iones de la �uores en ia: Existe un gran número de apli a-

iones de la �uores en ia, omo pueden ser aquellas rela ionadas on los

ampos de la ilumina ión (tubos �uores entes y lámparas �uores entes

ompa tas), quími a analíti a (visualiza ión de omponentes en romato-

grafía en apa �na), medi ina y bioquími a (mi ros opía de �uores en ia

de tejidos o élulas), ien ias forenses (dete ión de huellas da tilares),

et . Podemos men ionar, a título de ejemplo, dos apli a iones muy o-

munes: en los detergentes, la presen ia de una pequeña antidad de sus-

tan ias que, al absorber luz ultravioleta emiten una luminosidad azulada,

tiende a ompensar la tenden ia natural de la ropa a amarillear. Por otra

parte, los billetes de ban o poseen �bras y tintas �uores entes que le

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dan un aspe to ara terísti o bajo la luz UV y que permiten dete tar

falsi� a iones.

Figura 1.28: Fluores en ia en un detergente

Figura 1.29: Fluores en ia de un billete

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1.13. Disolu ión de sales en sustan ias �uo-

res entes.

OBJETIVO: Observar omo la disolu ión de un haluro, en on en-

tra iones re ientes, en un líquido que presenta �uores en ia, produ e

una varia ión del brillo la la radia ión emitida. Por otra parte, se pre-

tende observar ómo disolu iones de la misma on entra ión de distintos

haluros tienen distintos niveles de brillo, en fun ión de la masa atómi a

del halógeno que forma parte de la sal.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Cuando disolvemos un haluro en

una sustan ia que presenta �uores en ia, observaremos que, uanto ma-

yor sea la on entra ión de aquel, menor será el brillo de la disolu ión

obtenida. Si disolvemos dos haluros diferentes (en nuestro aso, NaCl y

KI), de forma que la on entra ión expresada en mol/L sea la misma para

ambas disolu iones, observaremos que el brillo de la disolu ión que on-

tiene el halógeno de mayor masa atómi a será inferior al de la disolu ión

que ontenga el halógeno de menor masa atómi a.

Figura 1.30: Efe to de la disolu ión de una sal

En la imagen anterior podemos ver una muestra de tóni a a la que no

se le ha añadido loruro sódi o (izquierda), otra a la que se le ha añadido

un determinada antidad de esta sal ( entro), y una ter era a la que se

le ha añadido una antidad superior de la sal (dere ha).

MATERIALES: fuente de luz ultravioleta, vasos, tóni a, ioduro só-

di o y loruro sódi o.

PROCEDIMIENTO: Tomamos varios vasos onteniendo tóni a.

En uno de ellos, no añadimos loruro sódi o, mientras que en los otros,

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añadimos antidades re ientes de di ha sal. Irradiamos on luz ultravio-

leta, observando, tal omo se ha indi ado anteriormente, un menor nivel

de brillo uanto mayor sea la on entra ión de sal.

Un segundo experimento onsiste en disolver en dos muestras de tó-

ni a las antidades respe tivas de NaCl y KI que originen disolu iones de

la misma molaridad. Al irradiar on luz ultravioleta, observaremos que

la disolu ión de KI presentará un menor brillo que la que ontiene NaCl.

Figura 1.31: Disolu iones de distintas sales

El vaso de la izquierda ontiene sólo tóni a, el del entro, una diso-

lu ión de NaCl y el de la izquierda, una disolu ión de KI (ambas disolu-

iones tomando tóni a omo disolvente).

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1.14. Fosforescencia.

OBJETIVO: Poner de manifiesto la diferencia existente entre losfenómenos de fluorescencia y fosforescencia, así como observar de quéforma puede ser producido cada uno de estos procesos.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Al igual que la fluorescencia, la fos-forescencia es un fenómeno por el cual una sustancia que ha sido irradia-da, emite energía en forma de radiación visible, aunque en el primer caso,dicha emisión se detiene cuando la sustancia deja de ser irradiada, mien-tras que en el segundo, la emisión de radiación visible continúa despuésde que la muestra deje de ser irradiada. Otra diferencia consiste en que,mientras que para producirse la fluorescencia, la radiación incidente debetener pequeña longitud de onda, como la de la radiación ultravioleta olos rayos X, la fosforescencia puede ser provocada además, por radiaciónvisible de pequeña longitud de onda.

Figura 1.32: Fluorescencia y fosforescencia

En la imagen anterior podemos ver, en la fotografía de la izquierda,diversas sustancias que emiten luz al ser iluminadas con radiación ul-travioleta, mientras que en la fotografía de la derecha se muestra quesolamente algunas de estas sustancias continúan emitiendo luz cuandodejan de ser irradiadas, por lo que se trata de sustancias fosforescentes.

MATERIALES:fuentes de luz visible y ultravioleta, diversas sus-tancias que emiten fluorescencia (tónica, rotulador fluorescente) y fosfo-rescencia (manecillas de un reloj, papel especial, muñeco fosforescente),punteros láser rojo y azul-violeta.

PROCEDIMIENTO: En primer lugar, irradiamos todas las sus-tancias disponibles, tanto fluorescentes como fosforescentes, con luz ul-

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travioleta., observando que todas ellas emiten radiación visible. Al cesarla irradiación, sólo algunas de ellas continúan emitiendo luz. Un segundoexperimento pone de manifiesto que no todo tipo de luz visible es ca-paz de producir fosforescencia. Para ello, iluminamos un pedazo de papelfosforescente con un láser rojo. Observaremos que, si el papel se ha man-tenido en la oscuridad un cierto tiempo, no emite fosforescencia. Si, porel contrario, iluminamos el papel con un láser azul-violeta, sobre dichopapel quedará la huella del haz de láser que se haya dirigido hacia elmismo, emitiendo una luz amarillo-verdosa.

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1.15. Presión de vapor.

OBJETIVO: Comprobar de forma cualitativa que,a una tempera-tura dada, un líquido se encuentra en equilibrio con su vapor, ejerciendoéste una presión que dependerá de dicha temperatura.

Figura 1.33: Agua líquida en equilibrio con su vapor

FUNDAMENTO TEÓRICO: En un recipiente cerrado que con-tiene un líquido, se produce una evaporación de parte del mismo hastaque la cantidad de líquido que se evapora es igual a la cantidad de va-por que pasa a estado líquido, alcanzándose, a una temperatura dada,un equilibrio dinámico independiente de las cantidades de líquido y gas. Este vapor ejerce una presión sobre la fase líquida que se conoce conel nombre de presión de vapor . Cuando el líquido se encuentre en unrecipiente abierto, el equilibrio antes mencionado se alcanzará cuando lapresión del gas iguale a la presión atmosférica, con lo que se producirá laebullición del líquido.

MATERIALES: agua destilada, vaso de precipitados, tubo de vi-drio, matraz erlenmeyer, matraz erlenmeyer con tapón de dos orificios,termómetro, manómetro con tubo de conexión al tapón, y calefactor omechero bunsen.

PROCEDIMIENTO: En un primer experimento, introducimos bo-ca abajo en un vaso de precipitados que contiene agua, un tubo de vidriolastrado, en el que hemos señalado una serie de divisiones. Calentamos elvaso de precipitados, observando que el nivel del agua en el interior deltubo de ensayo va disminuyendo, lo que se interpreta suponiendo que endicho tubo penetra una cantidad de vapor de agua, mayor cuanto mayorsea la temperatura, que desplaza parte del agua que contiene el tubo.

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Figura 1.34: Temperatura y presión de vapor

En un segundo experimento, conectamos un matraz erlenmeyer ce-rrado a un termómetro y un manómetro. Observaremos que un aumentode la temperatura del agua se traduce en un aumento en la presión devapor de aquella

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1.16. Ley de Raoult.

OBJETIVO: Comprobar que la presión de vapor de una disoluciónes menor que la del disolvente puro

FUNDAMENTO TEÓRICO: La presión de vapor de una disolu-ción de un soluto no volátil es inferior a la que correspondería a la deldisolvente puro a una determinada temperatura. La Ley de Raoult esta-blece que el descenso relativo de la presión de vapor es proporcional a lafracción molar del soluto, es decir:

p0 − p

p0= χs despejando : p = p0 (1 − χs) = p0χd

Siendo χs la fracción molar de soluto, χd la fracción molar del disolvente,p0 la presión de vapor del disolvente puro, y p la presión de vapor de ladisolución. Debe tenerse en cuenta que la suma de las fracciones molaresde soluto y disolvente es igual a 1, es decir:

χs + χd = 1 −→ χd = 1− χs

En la siguiente imagen podemos ver la representación gráfica de lapresión de vapor del disolvente puro (en rojo) y de la disolución (enverde),en función de la temperatura:

MATERIALES: agua, cloruro de sodio, vaso de precipitados, ma-traz erlenmeyer con tapón de dos orificios, termómetro, manómetro contubo de conexión al tapón, y calefactor o mechero bunsen.

PROCEDIMIENTO: En un matraz erlenmeyer introducimos uncierto volumen de agua destilada. Cerramos el matraz con un tapón enel que se coloca un termómetro y una conexión con un manómetro ycalentamos. Al llegar a una determinada temperatura (aproximadamen-te, 70º C) dejamos de calentar, y vamos anotando los sucesivos valores

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de temperatura y presión. Repetimos el proceso con una disolución quecontiene 0,3 moles de sal en 100 mL de agua destilada, y comparamoslos valores obtenidos.

Figura 1.35: Presiones de vapor del agua (i) y de la disolución (d), a 52ºC

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1.17. Descenso crioscópico.

OBJETIVO: Comprobar el efecto que sobre la temperatura de con-gelación de un disolvente (en nuestro caso, el agua), tiene la adición deun soluto, tanto un electrolito como un no electrolito.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Como consecuencia de la disminu-ción de la presión de vapor de una disolución con respecto a la del disol-vente puro, se produce un descenso en la temperatura de congelación deaquella en relación al punto de congelación del disolvente. Dicho descensopuede verse en la gráfica que figura a continuación, correspondiendo latemperatura de congelación de la disolución a la temperatura para la cualse produce la intersección de las curvas correspondientes a la disolucióny al disolvente puro.

El descenso crioscópico de la temperatura de fusión para una disolu-ción diluida de un no electrolito viene expresada por la ecuación:

∆Tcr = kcrm

Siendo ∆T el descenso en la temperatura de congelación, kcr una cons-tante característica del disolvente, y m la molalidad (número de moles/kgde disolvente) del soluto.En el caso de la disolución diluida de un electro-lito, la ecuación anterior deberá ser modificada, introduciendo el factoride Van´t Hoff, que viene dado por el cociente entre los valores experimen-tal y teórico de ∆T y está relacionado con el número total de partículasde soluto en la disolución, que será tanto mayor cuanto mayor carácterde electrolito tenga el soluto. La ecuación anterior quedará, pues, en laforma:

∆Tcr = i kcrm

MATERIALES: vasos de precipitados, termómetro, agua destilada,sal y glicerina.

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PROCEDIMIENTO: En cada uno de tres vasos de precipitadosponemos 100 mL de agua destilada. En uno de ellos se disuelve unacantidad aproximada de 12 g de sal, mientras que en otro se disuelven,aproximadamente, 27 g de glicerina (correspondientes cada una de ambasmasas a 0,3 moles de la sustancia). Se introducen en el congelador lostres vasos, observándose que, al cabo de una hora, el agua comienza acongelar, siendo su temperatura algo superior a los 0º C, mientras quelos vasos que contienen disoluciones de glicerina y de sal se encuentran,sin haber comenzado la congelación, a temperaturas inferiores a 0º C. .A continuación, se introducen de nuevo en el congelador los vasos quecontienen las disoluciones de sal y de glicerina y se mantienen en él du-rante una hora y media más. Tras este tiempo, observamos que en ambasdisoluciones ha comenzado el proceso de congelación. Al medir las res-pectivas temperaturas, obtenemos para la glicerina un valor de -4,9 ºC,mientras que para la disolución de sal, la temperatura es de - 6,8º C.

Figura 1.36: Temperaturas de las disoluciones de glicerina (i) y sal (d)después de una hora

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1.18. Aumento ebulloscópico.

OBJETIVO: Comprobar el efecto que sobre el punto de ebulliciónde un disolvente (en nuestro caso, el agua), tiene la adición de un soluto,tanto un electrolito como un no electrolito.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Como consecuencia de la disminu-ción de la presión de vapor de una disolución con respecto a la del di-solvente puro, se produce un aumento en la temperatura de ebulliciónde aquella en relación a la del disolvente. Dicho aumento puede verse enla gráfica que figura a continuación, correspondiendo la temperatura deebullición de la disolución a aquella para la cual la presión de vapor dela disolución iguala a la presión atmosférica. puro.

El aumento ebulloscópico de la temperatura de ebullición para unadisolución diluida de un no electrolito viene expresada por la ecuación:

∆Teb = kebm

Siendo ∆T el descenso en la temperatura de congelación, keb una cons-tante característica del disolvente, y m la molalidad (número de moles/kgde disolvente) del soluto.En el caso de la disolución diluida de un electro-lito, la ecuación anterior deberá ser modificada, introduciendo el factoride Van´t Hoff, que viene dado por el cociente entre los valores experimen-tal y teórico de ∆T y está relacionado con el número total de partículasde soluto en la disolución, que será tanto mayor cuanto mayor carácterde electrolito tenga el soluto. La ecuación anterior quedará, pues, en laforma:

∆Teb = i kebm

MATERIALES: vasos de precipitados, termómetro, placa calefac-tora o mechero bunsen, agua destilada, sal y glicerina.

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PROCEDIMIENTO: En cada uno de tres vasos de precipitadosponemos 100 mL de agua destilada. En uno de ellos se disuelve unacantidad aproximada de 12 g de sal, mientras que en otro se disuelven,aproximadamente, 27 g de glicerina (correspondientes cada una de ambasmasas a 0,3 moles de la sustancia). Se calientan los vasos hasta ebulli-ción, observándose que el vaso que contiene agua destilada hierve a unatemperatura cercana a los 100º C. En el vaso que contiene glicerina, laebullición se produce en torno a los 102º C , mientras que la disoluciónde sal hierve a unos 104º C.

Figura 1.37: Temperatura de ebullición de agua (i.) glicerina (c) y sal (d)

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1.19. 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 1.33: 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.

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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 1.34: 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 1.35: Difusión al cabo de 9 horas

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

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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.

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


1.20. 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

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

Figura 1.36: 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.

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1.21. Determinación de la entalpía y la en-tropía 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 1.37: 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

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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.

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


1.22. Entalpía de disolución del nitrato amó-nico.

OBJETIVO: determinar de forma experimental la entalpía asociadaal proceso de disolución del nitrato amónico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La disolución en agua del nitratoamónico es un proceso endotérmico, esto es, absorbe energía. Si en uncalorímetro disolvemos una determinada cantidad de nitrato amónico enun volumen conocido de agua, la temperatura de la disolución descenderácon respecto a la del agua. La entalpía de la disolución vendrá expresadapor:

∆H1 = −(ma +meq) ce(t− t0) (∗)

Siendo ma la masa de agua y nitrato amónico,meq el equivalente en aguadel calorímetro, ce el calor específico del agua (supondremos que el con-junto de la disolución tiene el calor específico del agua),t la temperaturafinal de la disolución, yt0 la temperatura inicial del agua y del calorí-metro. El signo - obedece a que el valor de ∆ H calculado es negativo,mientras que el proceso de disolución es endotérmico (lo que correspon-dería a un valor de ∆H positivo). Para conocer la entalpía de disoluciónexpresada en kJ/mol, deberemos dividir la cantidad ∆H1 entre la masade nitrato amónico que hayamos empleado (que llamaremos mn ), parahallar la entalpía expresada en kJ/g y, por último, multiplicaremos estevalor por la masa molecular del nitrato amónico.

MATERIALES: Vasos de precipitados, trozos de material aislantedel que se utiliza en los embalajes, termómetro, placa calefactora, agua,nitrato amónico

PROCEDIMIENTO: En primer lugar, determinaremos el equiva-lente en agua del calorímetro, meq}. Dicho calorímetro estará formadopor dos vasos de precipitados situados uno dentro del otro, con el espa-cio entre ambos ocupado por aislante térmico. Se coloca dentro del vasointerior un volumen conocido de agua y se mide la temperatura, quellamaremos t0. Se caliente otro volumen igual de agua hasta una tempe-ratura t y se mezclan ambos volúmenes de agua, midiendo al temperaturade equilibrio, t′, sabiendo que la temperatura cedida por el agua calienteserá absorbida por el agua y el calorímetro, tendremos que:

m · ca · (t′ − t0) +m · ca · (t

′ − t) +mccc(t′ − t0) = 0

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Siendo ca el calor específico del agua. La anterior expresión se pude ponerde la siguiente forma:

m · ca · (t′ − t0) +m · ca · (t

′ − t) +meq(t′ − t0) = 0

Con lo que el equivalente en agua, meq = mcec será:

meq =m ca(t0 − t ′) +m ca(t − t ′)

t ′ − t0

A continuación, pesamos una cantidad de nitrato amónico y la disolvemosen un volumen medido de agua. Seguimos el proceso explicado en elapartado Fundamento teórico. Los valores numéricos empleados sonlos siguientes:

Masa de agua: 80 g

equivalente en agua del calorímetro: 32,1 g

temperatura inicial de agua y calorímetro: 17,5º C

masa de nitrato amónico: 20 g

temperatura final de la disolución: 5,5º C

calor específico del agua: 4,18 cal/g·ºC

Con los datos anteriores, y utilizando la expresión (*), podremos poner:

∆H1 = −(100 + 32, 1) 4, 18 (5, 5− 16, 5)/1000 = 6, 626 kJ

La entalpía de disolución, expresada en kJ/mol será:

∆H = 6, 626kJ

20 g

80 g

1mol= 26, 5 kJ/mol

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/entalp%C3%ADa%20nitrato%20am%C3%B3nico.mp4


1.23. 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 1.38: 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

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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 1.39: 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.

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Figura 1.40: 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 1.41: 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

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disolución sean los del agua (4,18 J/g y 1 g/mL, respectivamente), 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

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


1.24. 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 1.42: 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

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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.

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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 de 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

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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)

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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:

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Figura 1.43: 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

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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


1.25. 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 1.44: 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.

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Figura 1.45: 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.

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


1.26. 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 1.46: 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

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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 1.47: 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

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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:

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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 1.48: 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,

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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.

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


1.27. ¿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 1.49: 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,

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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.

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


1.28. Rea ión del magnesio on el agua.

OBJETIVO: Observar la distinta velo idad de rea ión del magne-

sio on agua según ésta se en uentre en estado líquido o gaseoso.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El magnesio rea iona on el agua

formando óxido de magnesio e hidrógeno, de a uerdo a la siguiente e ua-

ión quími a:

Mg + H2O → MgO+ H2

Si ponemos una ierta antidad de inta de magnesio en onta to on

agua fría, observaremos que la rea ión anterior se produ e de una for-

ma muy lenta, mientras que en agua a alta temperatura, tiene lugar on

mayor rapidez. En ualquiera de los asos, el desprendimiento de hidró-

geno es prá ti amente imper eptible. Para omprobar la extensión en

que se produ e la rea ión, añadimos al vaso que ontenga el magnesio

y el agua, unas gotas de disolu ión de fenolftaleína, ya que el óxido de

magnesio formado rea iona on el agua para dar hidróxido de magnesio,

según el pro eso:

MgO+ H2O → Mg(OH)2

Dado que la fenolftaleína presenta una olora ión rosada en medio al a-

lino, la presen ia o ausen ia de esta olora ión nos indi a si la rea ión

ha tenido lugar o no, Para el agua fría, se podrá ver al abo de un ierto

tiempo una tonalidad rosada alrededor de ada trozo de magnesio. Esta

tonalidad se debe a la forma ión del hidróxido de magnesio en una región

muy próxima al metal.

Figura 1.55: Rea ión del magnesio on agua fría

Para el agua aliente, la tonalidad rosada se extiende a todo el volu-

men de agua, siendo bastante mayor la intensidad de aquella tonalidad.

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Comprobamos así que la velo idad de la rea ión aumenta on la tempe-

ratura.

Figura 1.56: Rea ión del Mg on agua fría (i) y aliente (d)

En el aso del vapor de agua, la rea ión se produ e on mayor intensi-

dad, sobre todo si se ha en endido previamente la inta de magnesio. En

este aso es muy notable la produ ión de hidrógeno.

Figura 1.57: Desprendimiento de hidrógeno

MATERIALES: vasos de pre ipitados, pla a alefa tora, ubeta on

agua, matraz kitasato, tapón de goma, tubo de sili ona, tubo de ensayo,

inta de magnesio, agua, indi ador universal y disolu ión de fenolftaleína.

PROCEDIMIENTO: en dos vasos de pre ipitados onteniendo agua,

ponemos una pequeña antidad de inta de magnesio y alentamos uno

de ellos hasta ebulli ión del agua. Añadimos ahora a ada vaso unas gotas

de fenolftaleína y observamos la diferente olora ión del agua al abo de

un ierto tiempo.

Para la rea ión del magnesio on vapor de agua, ponemos un ierto

volumen de ésta en un matraz kitasato. De éste sale un tubo de sili ona

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que se introdu e en un tubo de ensayo lleno de agua, que se ha olo ado

invertido sobre una ubeta que ontiene agua. En la parte inferior de un

tapón olgamos un trozo de inta de magnesio. Colo amos el kitasato

sobre la pla a alefa tora y, uando el agua omienza a hervir, en ende-

mos la inta de magnesio que hemos olo ado en el tapón, y tapamos on

él el matraz. Observaremos el desprendimiento de un gas, a ompañado

de un humo blan o, debido a partí ulas del óxido de magnesio forma-

do. Si a er amos una llama a las burbujas de este gas, observaremos la

forma ión de pequeñas explosiones, a ompañadas de hasquidos, lo que

on�rma que el gas obtenido es hidrógeno.

El óxido de magnesio formado ae sobre el agua y se disuelve en ella,

formando hidróxido de magnesio. La disolu ión tendrá un pH bási o,

omo se puede omprobar añadiendo unas gotas de indi ador universal

a la di ha disolu ión, y observando el olor azulado que adquiere ésta.

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


1.29. 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

85


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

Figura 1.50: 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 1.51: 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.

86

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


1.30. 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

87


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

Figura 1.52: 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 1.53: Residuo de las reacciones

88

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


1.31. Obtención de cobre metálico por re-ducción del óxido cúprico con zinc me-tálico.

OBJETIVO: Comprobar como, una vez iniciada, la reacción entre elóxido cúprico y el zinc metálico, transcurre sin necesidad de otro aportede energía.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El óxido de cobre (II) es reducidoa cobre por el zinc metálico según la reacción:

CuO + Zn→Cu + ZnO

Se trata de una reacción exotérmica que precisa ser iniciada, en nuestrocaso, por aplicación de una llama. Una vez iniciada, la reacción transcu-rrirá por sí misma, sin necesidad de otro aporte de energía.

Como se ha visto en la reacción anterior, además de cobre se obtie-ne óxido de zinc, de color amarillo a elevada temperatura, y blanco atemperatura inferior.

Figura 1.54: Evolución con la temperatura

Para separar el cobre del óxido de zinc (y del óxido de cobre quepueda haber quedado sin reaccionar), se trata el residuo obtenido conHCl 2 M. El cobre metálico no se disuelve, mientras que si lo hacen losóxidos de cobre y zinc.

MATERIALES: balanza, cápsula de porcelana, superficie refracta-ria (p. ej. un trozo de azulejo), soplete de cocina, óxido cúprico, polvo dezinc, ácido clorhídrico, papel de filtro, embudo, espátula, matraz erlen-meyer, vidrio de reloj.

89


PROCEDIMIENTO: Se pesa una determinada cantidad de óxidocúprico y se le añade una segunda cantidad de polvo de zinc, suficientepara que este reactivo se encuentre en exceso ( en nuestro caso, hemostomado 2 y 2,1 g, respectivamente). Se mezclan de forma homogénea yse extiende dicha mezcla de forma rectilínea a lo largo de unos 5-6 cm.Se acerca a la mezcla la llama de un soplete de cocina, observándoseque, al poco tiempo, la mezcla comienza a arder con una llama brillanteblanco/verdosa.

Figura 1.55: Propagación de la llama

Para recoger el cobre formado, añadimos la cantidad suficiente de di-solución 2 M de HCl para disolver el exceso de zinc, el óxido de zincformado, así como el óxido cúprico que pudiera haber quedado sin reac-cionar. Filtramos y, tras secar el filtrado, recogemos el cobre.

Figura 1.56: Cobre obtenido de la reacción

90

http://jpcampillo.es/onewebmedia/%C3%93xido%20c%C3%BAprico.mp4


1.32. 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 1.57: 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

91


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.

92


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.

93

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


1.33. Aluminotermia.

OBJETIVO: Comprobar, al igual que en el apartado anterior Reac-

ción entre el zinc y el azufre , que una reacción puede ser iniciadamediante un aporte de energía y mantenerse posteriormente gracias alcarácter exotérmico de los procesos que tienen lugar.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La aluminotermia es un procesode reducción de óxidos metálicos con aluminio. En nuestro caso, vamos arealizar la aluminotermia del hierro, produciéndose la siguiente reacción:

2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe

Figura 1.58: Aluminotermia del hierro

De los valores de de la siguiente tabla:

Elemento/Compuesto S0( J· K−1· mol−1) ∆H0 (kJ· mol−1)

Al 28,30 0Fe 27,28 0

Al2O3 50,92 -1675,70Fe2O3 87,40 .824,20

Puede deducirse que la reacción a temperatura ambiente es exotér-mica (∆ H0 = .1675,70 - (-824,20) = -851,15 kJ) y espontánea (∆ G0

= -1675,70 - (-824,20) - 298(2·27,28 + 50,92 - 2·87,40- 28,30)/1000 =-822,40 kJ), si bien la reacción no se produce apreciablemente a dicha

94


temperatura. Para iniciarla, es necesario un aporte de energía a los reac-tivos, equivalente a la energía de activación. Una vez alcanzado dichovalor, la reacción se produce con un elevado desprendimiento de energía,lo que da lugar a la formación de una llamarada y la emisión de chispas.

MATERIALES: Balanza, cápsulas de porcelana, recipiente refrac-tario, arena, fuente de calor (en nuestro caso, hemos utilizado un sopletede cocina), imán, aluminio en polvo, óxido de hierro (III) y cinta demagnesio.

PROCEDIMIENTO: Llenamos un recipiente refractario con arenay excavamos en ella un pequeño hueco. Preparamos una mezcla aproxi-madamente estequiométrica de aluminio en polvo y óxido férrico y lacolocamos en el hueco antes mencionado. Colocamos a continuación untrozo de cinta de magnesio de unos 5 cm, aproximadamente. Con un so-plete, encendemos la cinta de magnesio, observando que cuando la llamallegue a la mezcla de aluminio y óxido férrico, se produce una llamaraday la emisión de gran cantidad de chispas. La temperatura que se alcanzaes muy elevada, de forma que debemos esperar unos minutos a que losproductos de reacción se enfríen. Una forma de verificar la obtención de

Figura 1.59: Hierro metálico obtenido en la reacción

hierro es mediante la utilización de un imán, comprobándose que ésteatrae a los bloques metálicos que se han producido en la reacción.

95

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


1.34. 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 =-1366,82 kJ y ∆S0 = −139, 81J/K ,que dan lugar a un valor de ∆G0= -1325,4 kJ.

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 1.60: 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

96


Figura 1.61: 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 1.62: Arco eléctrico

97

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


1.35. Catálisis y omplejo a tivado.

OBJETIVO: Observar el fenómeno de la atálisis de una rea ión y

la forma ión de un omplejo a tivado que puede ser identi� ado por un

ambio de olor.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El peróxido de hidrógeno oxida al

tartrato sódi o-potási o según la rea ión, en forma ióni a:

C4H4O2−6 + 5H2O2�4CO2 + 6H2O+ 2OH−

La rea ión, muy lenta a temperatura ambiente, se a elera a una

temperatura de unos 70-80º C y utilizando CoCl2 omo atalizador.

El ion Co

2+forma on el ion tartrato un omplejo a tivado de olor

verde. Con el trans urso de la rea ión se regenera el ion Co

2+y el olor

de la disolu ión vuelve al rosado ini ial.

Podemos aislar el omplejo a tivado por un periodo relativamente lar-

go si una muestra del mismo, olo ada en un tubo de ensayo, se introdu e

en un re ipiente on hielo.

Figura 1.71: Forma ión del omplejo a tivado

MATERIAL: Vasos de pre ipitados, pla a alefa tora, tubo de en-

sayo, loruro de obalto (II), tartrato sódi o-potási o, y H2O2 de 20 vo-

lúmenes.

PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolu ión de 0,2 g de CoCl2

en 5 mL de agua destilada. Disolvemos 5 g de tartrato sódi o-potási o en

98


agua hasta un volumen de 60 mL Añadimos a esta disolu ión 20 mL de

H2O2 de 20 volúmenes y alentamos hasta una temperatura de unos 70-

80º C. Añadimos a ontinua ión el CoCl2, on lo que la disolu ión toma

un olor rosado. Observaremos que di ho olor de la disolu ión ambia

rápidamente a verde, a la vez que se produ e un notable desprendimiento

de CO2. Tras algunos segundos, esa el desprendimiento de CO2 y el olor

de la disolu ión vuelve al rosa ini ial.

Con un uentagotas podemos tomar una muestra de la disolu ión

uando esta muestra el olor verde e introdu irla en un tubo de ensayo,

que pondremos en un vasos de pre ipitados onteniendo hielo pi ado, lo

que nos permitirá mantener durante algún tiempo el omplejo a tivado.

Cuando alentemos este tubo, observaremos que el olor verde pasa de

nuevo a rosa, lo que nos demuestra que el Co

3+ha pasado a Co

2+, on

lo que se regenera el atalizador.

99

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


1.36. Cinéti a quími a: Una rea ión reloj.

OBJETIVO: Comprobar que una rea ión quími a puede produ irse

en más de una etapa, siendo la etapa lenta la determinante de la velo idad

de rea ión.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Para produ ir la rea ión, ne esita-

mos KHSO

3

. En el laboratorio, disponemos de K

2

S

2

O

5

, del que se obtiene

el hidrogenosul�to de potasio según la rea ión:

K2S2O5 +H2O → 2 KHSO3

rea ión muy desplazada ha ia la dere ha.

Aunque existe un me anismo relativamente omplejo para expli ar la

rea ión, podemos, de forma muy simpli� ada, suponer que ésta puede

ser 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 on el almidón un omple-

jo de olor azul muy os uro, asi negro, que se produ e de forma asi

instantánea uando se ha onsumido el HSO

�

3

MATERIAL:Balanza, matra es aforados, pipetas, vasos de pre ipi-

tados, KIO

3

, K

2

S

2

O

5

, almidón, agua destilada y ronómetro.

(a) Antes del ini io (b) Cuatro segundos después

Figura 1.72: Rea ión reloj

PROCEDIMIENTO: Se preparan dos disolu iones 0,05 M de KIO

3

y KHSO

3

, la segunda de ellas a partir del K

2

S

2

O

5

. Teniendo en uenta

100


que un mol de K

2

S

2

O

5

(P.m, 222, aproximadamente) produ e 2 moles

de KHSO

3

(P.m. 120), la masa m de K

2

S

2

O

5

ne esaria para obtener una

masa m

′de KHSO

3

vendrá dada por la rela ión:

m = m′222

2 · 120

A la disolu ión de hidrogenosul�to de potasio se le añade almidón

soluble hasta una on entra ión aproximada de 0,6 g/L. Una vez prepa-

radas ambas disolu iones, se pone en un vaso de pre ipitados un volumen

de 25 mL de la disolu ión 0,05 M de KHSO

3

y se añade un volumen igual

de la disolu ión de KIO3. Se pone en mar ha el ronómetro y se detiene

uando el ontenido del vaso de pre ipitados tome el olor ara terísti o

del omplejo iodo-almidón.

Podemos observar la in�uen ia de la on entra ión de iodato e hidro-

genosul�to en la velo idad de la rea ión variando la on entra ión de

ada una de las espe ies rea ionantes y observando el tiempo ne esa-

rio para la forma ión del omplejo antes indi ado. De la misma forma,

podemos omprobar ómo una varia ión de la temperatura in�uye en

el tiempo ne esario para que se forme el omplejo y, por tanto, en la

velo idad de la rea ión.

101

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


1.37. Negro mas in oloro ...½violeta!

OBJETIVO: Haremos uso aquí de la rea ión reloj des rita en el

apartado anterior y, utilizando un indi ador á ido-base, observaremos el

ambio de olor de negro a violeta, sin más que añadir una disolu ión de

una base.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Basándonos en la rea ión reloj i-

tada anteriormente, y aprove hando el medio á ido en que se produ e

di ha rea ión, veremos que al añadir disolu ión de hidróxido sódi o a

un vaso de pre ipitados en el que ha tenido lugar la rea ión reloj del io-

do, y que ontiene unas gotas de fenolftaleína, el iodo se redu e a ioduro,

según la rea ión:

3 I2 + 6 OH− → 5 I− + IO−

3 + 3 H2O (∗)

lo que lleva onsigo, por una parte, la desapari ión del olor negro ara -

terísti o del omplejo iodo-almidón y por otra, el ambio de olor de la

fenolftaleína, que pasa de in olora (en medio á ido) a violeta ( en medio

al alino)

(a) Medio á ido (b) Medio al alino

Figura 1.73: Oxida ión del iodo a ion iodato

MATERIAL:Balanza, matra es aforados, vasos de pre ipitados, KIO

3

,

K

2

S

2

O

5

, NaOH , almidón, etanol, fenolftaleína y agua destilada.

PROCEDIMIENTO: Se preparan disolu iones 0,05 M de KIO

3

y

de K

2

S

2

O

5

, ésta última onteniendo almidón soluble de forma que la on-

entra ión de éste sea, aproximadamente, de 0,5 g/L. Se introdu e en un

vaso de pre ipitados un volumen de 25 mL de disolu ión de KHSO

3

(ob-

tenido a partir del K

2

S

2

O

5

, tal y omo se des ribe en la se ión anterior),

102


se añaden unas gotas de disolu ión de fenolftaleína al 1% y se adi ionan

25 mL de disolu ión de KIO

3

. Al abo de unos segundos, se produ irá

la oxida ión del ion I

−a I2 y la onsiguiente apari ión del olor azul-

negro, orrespondiente al omplejo iodo-almidón. Al añadir disolu ión de

NaOH, el medio se vuelve al alino, on lo que se produ irá la redu ión

del iodo a ioduro, orrespondiente a la rea ión (*). El olor orrespon-

diente al omplejo desapare e, mientras que la fenolftaleína, in olora en

medio á ido, vira a olor violeta.

Basándonos en lo anterior, podemos utilizar determinados indi ado-

res que presenten olora ión en medio bási o. Siguiendo las indi a iones

del trabajo de C. Durán y Mª Luisa Aguilar �Rea iones en adenadas:

del reloj de iodo al ar o iris quími o�, hemos utilizado los siguientes in-

di adores y mez las de los mismos:

Color Indi ador

Rojo 5 fenolftaleína + 2 p-nitrofenol

Naranja 1 fenolftaleína + 5 p-nitrofenol

Amarillo p-nitrofenol

Verde 2 timolftaleína + 3 p-nitrofenol

Azul timolftaleína

Añil 1 fenolftaleína + 1 timolftaleína

Violeta fenolftaleína

Como resultado, hemos obtenido la gama de olores que puede verse

en la siguiente imagen:

Figura 1.74: El ar o iris quími o

103

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


1.38. Una rea ión ronometrada.

OBJETIVO: Comprobar que la oxida ión del ion ioduro a iodo por

medio del peróxido de hidrógeno responde a una inéti a de primer orden

respe to a estos dos rea tivos.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Al igual que en las se iones pre-

edentes, Cinéti a quími a: Una rea ión reloj , y Negro más in-

oloro...½violeta! , el pro edimiento bási o onsiste en la oxida ión del

ion ioduro a iodo pero, a diferen ia del pro edimiento anteriormente uti-

lizado, en el que el ion ioduro se obtiene por redu ión del ion iodato

mediante el ion hidrogenosul�to, en esta rea ión se aporta dire tamente

el ion ioduro, que es oxidado a iodo por medio del peróxido de hidrógeno,

según la rea ión:

2 I− +H2O2 + 2 H+ → I2 + 2H2O

que es de primer orden respe to a I− y H2O2, es de ir, la velo idad vendrá

dada por la expresión v = K[I−][H2O2]A su vez, el iodo formado es redu ido a ion ioduro por el ion tiosulfato,

según la rea ión:

I2 + 2S2O2−3 → 2 I− + S4O

2−6

Cuando se agota el tiosulfato, el iodo mole ular se ombina on el

ion ioduro para formar el omplejo I−3 que, al rea ionar on el almidón,

produ e el ara terísti o olor azul os uro. El tiempo ne esario para la

apari ión de este olor será el que tarde en agotarse el tiosulfato.

MATERIALES: Agua, almidón, á ido a éti o gla ial, a etato de

sodio, ioduro de potasio, tiosulfato de sodio, peróxido de hidrógeno de 110

volúmenes, vasos de pre ipitados, matra es erlenmeyer, pla a alefa tora

y ronómetro.

PROCEDIMIENTO: Preparamos dos disolu iones, que denomina-

remos A y B. La primera ontiene á ido a éti o gla ial y a etato de sodio

(lo que da lugar a una disolu ión reguladora), almidón, ioduro de pota-

sio y tiosulfato de sodio,mientras que la segunda ontiene peróxido de

hidrógeno diluido on agua.

Posteriormente, y a partir de ada una de las disolu iones ini iales,

preparamos otras dos disolu iones, diluidas a la mitad y a la uarta parte

de la on entra ión de la disolu ión ini ial, tanto de A omo de B. Así

104


pues, dispondremos de disolu iones de on entra iones respe tivas A,

A/2, A/4, B, B/2 y B/4 (siendo A y Blas on entra iones ini iales

de las disolu iones A y B, respe tivamente).

Mez lamos a ontinua ión volúmenes iguales de las disolu iones A y

B en todos los asos posibles, y medimos el tiempo que, en ada aso,

tarda en apare er el olor azul. Los tiempos obtenidos en ada uno de los

experimentos quedan expresados en la siguiente tabla:

[A℄ [B℄ t (s)

A B 7,2

A B/2 13,9

A B/4 36,1

A/2 B 7,2

A/4 B 7,9

Como onse uen ia de los datos anteriores, podemos extraer las si-

guientes on lusiones:

Cuando disminuimos a la mitad la on entra ión de la disolu ión B,

el tiempo ne esario para la apari ión del olor azul se ha e aproxi-

madamente el doble (salvo uando la on entra ión de la disolu ión

B es la uarta parte de la ini ial, en que el tiempo pasa a ser unas

in o ve es mayor, posiblemente debido a una in orre ta prepara-

ión de la disolu ión de on entra ión B/4).

Cuando disminuimos a la mitad y a la uarta parte la on entra-

ión de la disolu ión A, manteniendo onstante la de B, el tiempo

ne esario para que aparez a el olor azul es aproximadamente el

mismo.

La primera de estas on lusiones está de a uerdo on el he ho de que la

velo idad sea de primer orden on respe to a la on entra ión de H2O2:

Una disminu ión de la on entra ión a la mitad signi� a una disminu-

ión a la mitad de la velo idad de rea ión, y un tiempo doble para que

aparez a la olora ión. Por el ontrario, una disminu ión a la mitad de

la on entra ión de la disolu ión A debería, aparentemente, produ ir el

mismo efe to que una disminu ión en la on entra ión de B. Sin em-

bargo, esto no es así, puesto que la on entra ión de tiosulfato, presente

en la disolu ión A, disminuye a la mitad, a la vez que lo ha e la on-

entra ión del ion I−. De esta forma, una disminu ión a la mitad de la

105


velo idad de rea ión, omo orresponde a la disminu ión a la mitad de

la on entra ión de I−, se ompensa on que el tiempo ne esario para

que se agote el tiosulfato se haga la mitad. La superposi ión de estos dos

efe tos ha e que el tiempo ne esario para la apari ión del olor azul sea

aproximadamente el mismo, independientemente de la on entra ión de

la disolu ión A.

106

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


1.39. Oxida ión del ion I

−por el ion Fe

3+

OBJETIVO: Observar nuevamente la oxida ión del ion I−, en esta

o asión, mediante el Fe3+.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El ion I− puede ser oxidado por el

ion Fe3+ según la siguiente rea ión:

2 Fe3+ + 2 I− → I2 + 2Fe2+

El I3− forma on el almidón un olor azul intenso. La forma ión de este

omplejo puede ser retrasada, dando lugar a una rea ión reloj, al añadir

iones S2O2−3 o HSO−

3 . El Fe3+

forma un omplejo de olor rojizo on el

S2O2−3 y otro de olor amarillento on el HSO−

3 . La on entra ión de estos

Figura 1.75: Evolu ión del olor en presen ia de S2O2−3

omplejos y, por tanto, el olor de la disolu ión obtenida, disminuyen on

el tiempo, al onsumirse los iones S2O2−3 y HSO−

3 por rea ión on el I−3 ,según los siguientes pro esos:

2 S2O2−3 + I−3 → 3 I− + S4O

2−6

HSO−

3 + I−3 +H2O → 3 I− + SO2−4 + 3H+

Al onsumirse los iones tiosulfato e hidrogenosul�to on el trans urso del

tiempo, el ion triioduro formará el omplejo azul on el almidón.

MATERIAL Y REACTIVOS: matra es erlenmeyer, vasos de pre-

ipitados, balanza, Na2S2O3, NaHSO3, Fe(NO3)3, KI, almidón y agua.

107


Figura 1.76: Evolu ión del olor en presen ia de HSO−

3

PROCEDIMIENTO: Se preparan tres disolu iones, que llamare-

mos A, B1 y B2, uyas omposi iones respe tivas son las siguientes:

a) Disolu ión A: 0,025 M en Fe(NO3)3 y 0,3 M en HNO3

b) Disolu ión B1: 0,043 M en KI , 0,0032 M en Na2S2O3 y 0,04%

en almidón.

) Disolu ión B2: 0,043 M en KI , 0,0017 M en NaHSO3 y 0,04%

en almidón.

Se pone un volumen de la disolu ión A en dos matra es erlenme-

yer, un volumen de la disolu ión B1 en un ter ero y otro volumen de la

disolu ión B2 en un uarto. Se vierte el ontenido de ada uno de los

matra es que ontienen la disolu ión A en los que ontienen la B1 y B2,

respe tivamente, y se observa la evolu ión de la rea ión.

108

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


1.40. Combustión de una golosina.

OBJETIVO: Comprobar la ombustión (que es una oxida ión rápi-

da de un ombustible y un omburente) de la sa arosa de una golosina

mediante el oxígeno que se desprende al alentar del lorato potási o.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Las rea iones de oxida ión se pue-

de lasi� ar, según su velo idad de rea ión, en: lentas, omo la del hierro;

rápidas, omo las ombustiones; e instantáneas, omo las detona iones.

Lo que hoy vamos a experimentar es una ombustión, que onsiste en

una rápida rea ión de oxida ión entre un ombustible y un omburente,

esta rea ión que se ara teriza por la emisión de luz y alor. En este aso

el ombustible será una golosina o un trozo de papel y el omburente, el

oxígeno desprendido al alentar KClO

3

.

MATERIAL: Clorato potási o (KClO

3

), golosina o trozo de papel,

tubo de ensayo, pinzas, me hero Bunsen.

(a) (b)

Figura 1.77: Combustión de una golosina

PROCEDIMIENTO: En el tubo de ensayo se pone on una espá-

tula un po o de lorato potási o. A ontinua ión, se en iende el me hero

Bunsen y se alienta el lorato potási o, esperando a que se funda para

liberar todo su oxígeno. Cuando esto su eda, se vierte en el tubo en el

tubo un trozo de golosina o papel. La rea ión es inmediata al haber

oxígeno en el tubo.

109


EXPLICACIÓN: Al alentar el lorato potási o se forma el loruro

de potasio y se desprende oxígeno. Al introdu ir en el tubo un trozo de

golosina, la sa arosa rea iona on el oxígeno en forma de ombustión lo

que da lugar a la emisión de luz y alor. Las rea iones que tiene lugar

son las siguientes:

2KClO3 → 2KCl + 3O2 libera ión de oxígeno

C12H22O11 + 12O2 → 12CO2 + 11H2O ombustión de la sa arosa

Otra llamativa rea ión del lorato potási o se produ e on la sa a-

rosa, siendo atalizada la rea ión por el á ido sulfúri o. La mez la de

sa arosa y lorato potási o, estable en las ondi iones de trabajo, se in�a-

ma espontáneamente al añadirle una gota de á ido sulfúri o on entrado.

110

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

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


1.41. Oro, plata... y obre.

OBJETIVO: Depositar in metáli o sobre una super� ie de obre

mediante un pro eso espontáneo, logrando de esta manera el �plateado�

de una moneda de obre y su posterior dorado por forma ión de una

alea ión entre obre y in .

FUNDAMENTO TEÓRICO: Si onstruimos una élula galváni a

en la que uno de los ele trodos es de in y el otro de obre, on ambos

ele trodos introdu idos en una disolu ión on entrada de NaOH, tendrán

lugar los siguientes pro esos:

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

Esta rea ión está formada por las dos siguientes semirrea iones:

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 ele trodo

de in (ánodo) y una deposi ión de éste elemento en el ele trodo de

obre ( átodo). Para que el pro eso tenga lugar, es pre iso que ambos

ele trodos se en uentren en onta to dire to o mediante un ondu tor.

Si unimos ambos ele trodos de esta última forma, inter alando un vol-

tímetro, podremos medir la fuerza ele tromotriz de la élula galváni a

formada, tal y omo puede verse en la siguiente imagen:

Figura 1.78: Pila galváni a

Una apli a ión de lo anterior lo onstituye el �plateado� de una mo-

neda de obre. Al depositarse el in metáli o sobre la super� ie de la

111


moneda, ésta toma un aspe to semejante a la plata. El desprendimiento

de hidrógeno que se produ e en el ele trodo de in puede observarse en

la imagen que sigue:


Si, posteriormente, alentamos la moneda, se formará una alea ión de

obre y in , ono ida omo latón, y uyo olor es dorado, lo que daría

a la moneda un aspe to de oro.

MATERIALES: Agua destilada, hidróxido de sodio, zin en polvo,

moneda uya super� ie externa sea de obre, vaso de pre ipitados, pla a

alefa tora, ables de onexión y polímetro.

Figura 1.80: Transforma iones de la super� ie de obre

PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolu ión on entrada de

NaOH en agua y añadimos una pequeña antidad de in en polvo, junto

a algunos trozos de di ho metal. Añadimos a ontinua ión una moneda de

112


obre, pro urando que la moneda se en uentre en onta to on alguno de

los trozos de in . Llevamos a ebulli ión y observamos que la super� ie de

la moneda se re ubre de una sustan ia de olor plateado ( in metáli o).

Lavamos on agua a ontinua ión y, tras se ar, olo amos la moneda

sobre la pla a alefa tora. Observaremos que, al abo de po o tiempo,

la super� ie de la moneda ha adquirido un olor dorado, debido a la

forma ión de latón (alea ión de in y obre).

113

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


1.42. El efe to Tyndall (Una puesta de sol

quími a).

OBJETIVO: Observar la varia ión en la intensidad de un rayo lu-

minoso al atravesar una disolu ión en la que, por medio de una rea ión

quími a, se produ e una sustan ia oloidal, en nuestro aso, el azufre.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Cuando un rayo de luz blan a atra-

viesa una dispersión oloidal, podemos observar la traye toria de la luz a

través de aquella, que se pone de mani�esto mediante el ono ido omo

� ono de Tyndall�, que se forma debido a la dispersión de la luz por las

partí ulas oloidales. Este ono presenta un olor azulado, debido a que

la luz azul se dispersa en mayor medida que la luz roja (téngase en uenta

que ambos olores forman parte de la luz blan a). La luz transmitida a

través de la dispersión, que se proye tará sobre una pantalla, presenta-

rá una tonalidad rojiza que irá os ure iéndose a medida que aumenta el

número de partí ulas de oloide. En la siguiente se uen ia de imágenes

podemos ver la varia ión on el tiempo de la luminosidad proye tada

sobre una pantalla al atravesar un rayo luminoso una disolu ión de tio-

sulfato de sodio a la que hemos añadido unas gotas de disolu ión diluida

de á ido lorhídri o.

Figura 1.81: Varia ión de la luminosidad on el tiempo

La rea ión produ ida es la siguiente:

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

Podemos ver que al avanzar la rea ión, se va formando mayor antidad

de partí ulas de azufre oloidal, lo que lleva onsigo un enroje imiento y

os ure imiento de la luz transmitida a través de la disolu ión. El efe to

onseguido es similar al de una puesta de sol.

114


MATERIALES: Fo o luminoso, lente onvergente, vaso de pre ipi-

tados, agitador magnéti o (no impres indible), pantalla o super� ie de

olor blan o, agua destilada, HCl y Na2S2O3·5H2O.

Figura 1.82: Montaje experimental

PROCEDIMIENTO: Disolvemos 2 g deNa2S2O3·5H2O en agua

destilada hasta un volumen de 100 mL. Colo amos el vaso sobre un agi-

tador magnéti o y ponemos éste en fun ionamiento. A ontinua ión, o-

ne tamos el fo o luminoso e inter alamos la lente onvergente entre él y

el vaso que ontiene la disolu ión. A ontinua ión, añadimos al vaso unas

gotas de disolu ión 1 M de HCl y observamos, tanto el ono de Tyndall

en el seno de la disolu ión, omo las ara terísti as de la luz transmitida

a través de la disolu ión.

115

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


1.43. Deshidrata ión del azú ar por el á ido

sulfúri o.

OBJETIVO: Observar ómo el á ido sulfúri o deshidrata rápida-

mente el azú ar y lo onvierte en arbón. Además de desprenderse una

gran antidad de gases, el arbón que se obtiene está lleno de burbujas

de aire, por lo que aumenta mu ho su volumen on respe to al del azú ar

de pro eden ia.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La rea ión que tiene lugar es la

siguiente:

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

La antidad de azú ar omer ial que hay que utilizar no es pre iso

que sea muy exa ta.

Además de tratarse de una rea ión exotérmi a (se desprende mu ho

alor), hay que tener en uenta las pre au iones a tomar en la utiliza ión

de sustan ias peligrosas ( en nuestro aso, el á ido sulfúri o). Este á ido

es tóxi o y muy orrosivo, por lo que debe manipularse on uidado.

También deberá tenerse en uenta el desprendimiento de humos no ivos,

por lo que la rea ión se realizará en lugar ventilado o en vitrina de gases.

Figura 1.83: Pro eso de deshidrata ión del azú ar

MATERIAL: Dos vasos de pre ipitados de 50 mL, probeta de 100

116


mL, varilla agitadora, vitrina de gases ( en aso de no realizarse el expe-

rimento en un re into ventilado).

PROCEDIMIENTO: El pro edimiento será el siguiente: Se llena

la ter era parte de un vaso de pre ipitados de 50 mL on azú ar y se

humede e on unas gotas de agua. Se olo a el vaso en una vitrina de

gases o en un lugar muy ventilado. Se miden on la probeta 25 mL de

á ido sulfúri o on entrado y se añade al vaso. Se agita on una varilla

hasta que se mez len bien el á ido y el azú ar. Se retira la varilla y se

observa lo que o urre al abo de un minuto, aproximadamente.

117

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


1.44. Una rea ión os ilante.

OBJETIVO: Realizar en la prá ti a la rea ión de Briggs - Raus-

her, ara terizada por tratarse de una rea ión en dos etapas que se

mani�esta en el ambio de olor entre ámbar y azul muy os uro, ada

iertos intervalos de tiempo.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La rea ión de Briggs-Raus her,

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 rea iona on el H2O2 para

dar HIO por dos diferentes me anismos: uno radi al y otro no radi al.

En la segunda, el HIO produ ido rea iona on el CH2(COOH)2 para

produ ir ICH(COOH)2. Esta segunda etapa ondi iona que la primera

se produz a por el me anismo radi al o el no radi al. Cada uno de estos

pro esos provee las ondi iones favorables para que se produz a el otro,

lo que se tradu e en una rea ión que os ila entre ambos me anismos.

La expli a ión detallada de la rea ión está fuera del objetivo de este

libro, por lo que nos limitaremos a ha er onstar que el olor ámbar se

debe a la forma ión de I2, mientras que el olor azul os uro se debe a la

forma ión del omplejo del almidón on el I

−

3 (formado al rea ionar el

I2 on el I

−.

MATERIAL: Vasos de pre ipitados, agitador magnéti o, iodato de

potasio, á ido malóni o, á ido sulfúri o, sulfato de manganeso (II) mo-

nohidratado, peróxido de hidrógeno, almidón soluble y agua destilada.

Figura 1.84: Fases de la rea ión de Briggs-Raus her

PROCEDIMIENTO: Preparamos en primer lugar tres disolu io-

nes: la primera, que etiquetaremos omo disolu ión A, tiene una on en-

tra ión 0,2 M en KIO

3

y 0,077 M en H

2

SO

4

. La segunda (disolu ión B)

118


es 0,15 M en á ido malóni o, CH

2

(COOH)

2

y 0,02 M en MnSO

4

, on la

adi ión de almidón soluble hasta una on entra ión de 4 g/L. Al prepa-

rar esta disolu ión B hemos obtenido los mejores resultados en lo que se

re�ere a turbidez, disolviendo previamente el almidón en agua aliente y

on agita ión y añadiendo posteriormente el á ido malóni o y el sulfato

de manganeso. La ter era (disolu ión C) es 4 M en H

2

O

2

. Se vierten las

disolu iones A y B en un vaso de pre ipitados y se olo a éste sobre un

agitador magnéti o introdu iendo previamente en el vaso el imán que

produ irá la agita ión. Cuando pongamos en fun ionamiento el agitador,

de forma que se produz a un vórti e notable en el líquido, se añade la

disolu ión C. Observaremos enton es que la disolu ión pasa de in olora a

ámbar y, asi inmediatamente, a un olor azul muy os uro, repitiéndose

este i lo a intervalos ini ialmente más o menos regulares, aumentando

gradualmente el intervalo para que se produz a el ambio de olor. Al

abo de unos minutos, la disolu ión queda de un olor azul os uro, sin

produ irse nuevos ambios de olor, lo que indi a el �n de la rea ión al

haberse onsumido el KIO

3

o el á ido malóni o.

119

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


1.45. Pasta de dientes gigante

(Des omposi ión del peróxido de hidrógeno atalizada por

ioduro potási o)

OBJETIVO: Des omponer el peróxido de hidrógeno en agua y oxí-

geno, aumentando la velo idad de la rea ión mediante un atalizador:

el ioduro de potasio.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Un atalizador es una sustan ia a-

paz de aumentar la velo idad ( atalizador positivo) o disminuirla ( ata-

lizador negativo o inhibidor) de una rea ión quími a, sin provo ar la

rea ión.

En las rea iones en las que se emplea un atalizador no es ne esario

añadir una gran antidad de éste, puesto que su fun ión no depende

de la antidad. Además, toda rea ión atalizada umple dos requisitos

fundamentales:

El atalizador no parti ipa en la rea ión (no está presente en la

estequiometría de la rea ión ni es uno de los produ tos).

El atalizador se re upera al �nal de la rea ión.

La des omposi ión del peróxido de hidrógeno en agua y oxígeno, a pe-

sar de ser el peróxido de hidrógeno una sustan ia relativamente estable

a temperatura ambiente, es atalizada por numerosas sustan ias, entre

otras, se en uentra el anión I−. La luz también favore e la des omposi-

ión del peróxido de hidrógeno, por lo que se debe onservar en envases

opa os.

Si ha emos rea ionar el peróxido de hidrógeno on una disolu ión de

ioduro de potasio, se produ irá la rea ión del peróxido. Esta rea ión

libera una gran antidad de energía además de ser muy rápida.

2 H2O2(aq)I−→ 2 H2O+O2

Si en el medio de rea ión añadimos jabón líquido, el oxígeno des-

prendido formará on éste una gran antidad de burbujas, dando lugar a

una pasta abundante on aparien ia de espuma. Por este motivo, a esta

rea ión se le llamó jo osamente �pasta de dientes para elefantes �.

REACCIONES: Las rea iones que tiene lugar son las siguientes:

H2O2 + I− → IO− +H2O

120


IO− +H2O2 → I− +H2O+O2

Rea ión mole ular global:

2 H2O2(aq) → 2 H2O (l) + O2(g)

La pasta �nal adquiere un olor amarillento debido a que una parte

del I−se onsume, transformándose en iodo.

MATERIAL: Peróxido de hidrógeno (al 30%), ioduro de potasio,

jabón líquido, ristalizador grande, probeta de 500 ml, pipeta graduada

provista de pera de su ión y varilla de vidrio.

PROCEDIMIENTO: Colo ar la probeta de 500 ml dentro del ris-

talizador grande, éste servirá de prote tor para evitar que se man he la

mesa. Medir 15 ml de peróxido de hidrógeno de 100 volúmenes on una

pipeta provista de pera de su ión, y verterlos a la probeta grande. Aña-

dir a ésta 3 ml de jabón líquido y remover on una varilla de vidrio.

Finalmente, añadir 1,5 g de ioduro de potasio disuelto en agua desti-

lada a la probeta; en seguida apare erá el produ to formado que sale

verti almente ha ia arriba.

Figura 1.85: �Pasta de dientes�

EXPLICACIÓN: La rea ión de des omposi ión del H2O2 en presen-

ia del atalizador KI trans urre de una forma muy rápida, formándose

oxígeno gas, que on el lavavajillas añadido forma una pasta blan a de

burbujas.

El KI es un atalizador porque sólo aumenta la velo idad de la rea -

ión, no se gasta omo rea tivo, sin embargo, una pequeña parte del ion

121


ioduro se oxida a iodo mole ular que, a su vez, rea iona on el ion ioduro

para dar ion triioduro según la rea ión:

I2 + I− → I−3

La presen ia del ion I

−

3 se pone de mani�esto por la apari ión de una

olora ión marrón, ara terísti a del I

−

3 .

Deben protegerse las manos on guantes porque el peróxido de hi-

drógeno es un oxidante fuerte. La rea ión es muy exotérmi a y se debe

tener uidado on el alor desprendido.

122

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


1.46. Hielo instantáneo.

OBJETIVO: Observar ómo puede ristalizar un líquido, simple-

mente to ándolo on el dedo o al verterlo en un re ipiente.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Se denomina solubilidad de una

sustan ia a la máxima antidad de aquella que se puede disolver en un

volumen determinado de disolvente a una temperatura dada. Cuando se

al anza la máxima antidad de soluto en una disolu ión a una tempera-

tura determinada, de imos que la disolu ión está saturada. Para disolver

una mayor antidad de soluto en esta disolu ión saturada, podemos a-

lentarla, ya que la solubilidad aumenta on la temperatura para mu has

sustan ias. Al enfriar la disolu ión, esta ontendrá una mayor antidad de

soluto que la que le orrespondería a la temperatura a la que se en uentre.

De imos enton es que la disolu ión es sobresaturada, ara terizándose es-

ta disolu ión por su inestabilidad.

El a etato de sodio (CH

3

COONa) es una sustan ia sólida blanque ina

uya solubilidad en agua es de 47 g/100 ml a temperatura ambiente.

Al alentar la disolu ión, podemos disolver mayor antidad de soluto y,

al enfriarla, quedará una disolu ión sobresaturada en la ual, ualquier

ligero movimiento hará que el soluto ristali e, pare iendo que se forma

hielo.

Este pro eso es exotérmi o, esto es, se desprende alor, por lo que, in-

trodu ida la disolu ión en una bolsa impermeable, se puede utilizar para

alentar bebidas o sopa ( on esta �nalidad es utilizada por los montañe-

ros). Es reutilizable una y otra vez, simplemente hirviendo y enfriando

la bolsa.

El a etato de sodio puede obtenerse a partir del bi arbonato sódi o

y el vinagre (disolu ión de á ido a éti o) según la rea ión:

NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + CO2 +H2O

MATERIALES: A etato de sodio, agua, tres vasos de pre ipitados

(o una a erola), una pla a de Petri, un agitador y una nevera.

PROCEDIMIENTO: Se alienta el agua en el vaso de pre ipitados

o a erola. Cuando rompe a hervir, e har el a etato y mover para que se

vaya disolviendo. E har una antidad bastante superior a la de satura ión

a temperatura ambiente (47 g/100 ml de agua). Se puede añadir todo el

a etato que pueda disolverse. Cuando esté bien disuelto se pone en un

123


vaso y se enfría en la nevera. Una vez frío, se vierte en otro re ipiente, o

bien se agita o se to a on un dedo para onseguir la ristaliza ión.

Figura 1.86: Cristaliza ión del a etato de sodio

124

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


1.47. Extra ión del yodo.

OBJETIVO: Comprobar que la distinta solubilidad de una sustan ia

en dos disolventes permite la separa ión par ial de di ha sustan ia del

disolvente en que la solubilidad es menor.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La extra ión puede ser de�nida

omo la transferen ia de una sustan ia desde una fase líquida A a otra

fase líquida, B. Se trata, por tanto, de un método que nos permite retirar

par ialmente un soluto disuelto en un disolvente, al añadir un segundo

disolvente, no mis ible on el primero, en el que el soluto presenta una

mayor solubilidad que en aquel. Para ambos disolventes, existe una re-

la ión entre las on entra iones de soluto en ada uno de ellos, a una

temperatura dada, que podemos expresar de la forma:

[S]1[S]2

= Kr

siendo [S]1 y [S]2, las on entra iones del soluto en los disolventes 1 y 2,

respe tivamente, y Kr, una onstante denominada oe� iente de reparto.

En nuestro aso, podremos es ribir la siguiente igualdad:

[I2]1[I2]2

= Kr

siendo [I2]1 y [I2]2 las on entra iones de I2 en di lorometano y en agua,

respe tivamente.

Figura 1.87: Extra ión del yodo

125


MATERIALES: Cloruro sódi o, yodo en es amas, di lorometano,

agua destilada, matraz erlenmeyer, embudo de de anta ión, soporte y

aro on nuez.

PROCEDIMIENTO: Se prepara en un matraz erlenmeyer una di-

solu ión de loruro sódi o en agua. A di ha disolu ión se añadirán unos

ristales de yodo, que se intentarán disolver en la aquella, mediante agi-

ta ión. Esto permite observar la es asa solubilidad del yodo en agua (no

así el loruro sódi o, que se disuelve fá ilmente), observándose una ligera

olora ión amarillenta en la disolu ión, que es uno de los objetivos que se

pretenden on esta experien ia. A ontinua ión, se introdu e la disolu ión

(sin los ristales de yodo no disueltos) en un embudo de de anta ión, aña-

diendo di lorometano al mismo. Después de agitar, se omprobará que se

forman dos fases líquidas inmis ibles y laramente diferen iadas por su

olor: una in olora y otra más densa, de olor rosa intenso. Estas fases

orresponden, la in olora a la fase a uosa on el loruro sódi o, y la rosa

intensa al yodo extraído de la disolu ión ini ial por el di lorometano (la

más densa). Tras dejar reposar unos minutos, separaremos las dos fases

mediante la llave del embudo de de anta ión. Por último, se planteará

al públi o el problema de ómo separar las disolu iones y se mostrará la

e� a ia y �originalidad� del embudo de de anta ión, ha iendo hin apié

en la importan ia que los utensilios de laboratorio tienen en las experien-

ias quími as, y que sus formas, aparentemente extrañas o apri hosas,

tienen una fun ión on reta y e� az.

Una variante del experimento que se a aba de men ionar lo onstituye

la extra ión y separa ión de los pigmentos de una planta de hoja verde.

En primer lugar, se extraen di hos pigmentos ( loro�la, arotenoides y

xanto�la) de la planta utilizando etanol. Al añadir gasolina y una pequeña

antidad de agua, veremos que tiene lugar la separa ión de la loro�la,

que pasa a la fase de gasolina, de los arotenoides, que quedan en la

fase hidroal ohóli a. Esta separa ión se pone de mani�esto en el distinto

olor de ambas fases: amarillento en la fase etanol/agua, y verde en la

fase gasolina.

126

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Extracci%C3%B3n.mp4


1.48. Sublima ión del yodo.

OBJETIVO: Observar la transforma ión del yodo en estado sólido

a estado gaseoso, sin pasar por el estado líquido.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La sublima ión o volatiliza ión es

el pro eso en el que se produ e un ambio de estado de la materia desde el

estado sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido. El pro eso inver-

so (paso dire to de gas a sólido) se denomina sublima ión inversa. Este

pro eso se produ e porque algunas de las molé ulas del sólido pueden

experimentar un intenso movimiento de vibra ión, de forma que pueden

ven er a las fuerzas de ohesión y es apar en forma de molé ulas gaseo-

sas . El pro eso de sublima ión se produ e para sustan ias que posean

una elevada presión de vapor omo el yodo,naftaleno, et , y puede ser

representado mediante el siguiente esquema:

I2(sólido)sublima ión

→ I2(gas)vidrio frío

→ I2 ( ristales)

(a) Sublima ión del yodo (b) Cristales de yodo

Figura 1.88: Sublima ión del yodo

MATERIAL: Vaso de pre ipitados, vidrio de reloj, me hero Bunsen,

yodo en es amas, soporte, nuez, aro, rejilla y loruro sódi o.

PROCEDIMIENTO: Se trata de mostrar que hay sustan ias sóli-

das que se diferen ian de otras porque subliman fá ilmente al aumentar

127


la temperatura. Para ello se mez lan dos sustan ias sólidas: el loruro

sódi o y el yodo (sólido) y se alientan en un vaso de pre ipitados on

un vidrio de reloj en ima, onteniendo éste último agua fría en su parte

superior para mantener frío el vidrio. Se pone el vaso de pre ipitados a

alentar y, después de dos minutos de alentamiento, se observa la for-

ma ión de vapores violá eos de sublima ión del yodo, que los alumnos

harán observar al públi o. Observarán que al loruro sódi o, que era el

otro ompuesto, no le o urre nada. Estos vapores, en onta to on el

vidrio de reloj (frío por el agua olo ada en ima), experimentan el fe-

nómeno de la sublima ión inversa, ristalizando de nuevo y formándose

pequeños ristales que quedan adheridos al vidrio de reloj en forma de

agujas similares a las estala titas, que los alumnos mostrarán al públi o,

ediéndolo para su observa ión dire ta.

En las paredes del vaso de pre ipitados también se puede observar la

forma ión de estos ristales de yodo.

128

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


1.49. Sublima ión del á ido benzoi o.

OBJETIVO: Comprobar que el á ido benzoi o, que es un polvo

ristalino de olor blan o, al ser alentado a una temperatura er ana a

los 100º C sublima, pasando al estado de vapor. Cuando este vapor es

enfriado, el á ido benzoi o solidi� a de nuevo.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

La sublima ión es el pro eso por el ual una sustan ia pasa de estado

sólido a gaseoso sin pasar por el estado líquido, al al anzarse una deter-

minada temperatura. Cuando esta temperatura disminuye, el pro eso se

invierte (sublima ión regresiva o inversa) y de nuevo el vapor se deposita

omo sólido.

El pro eso de sublima ión se produ e en sustan ias que poseen una

elevada presión de vapor, tales omo el á ido benzoi o, iodo, hielo se o,

et . Según la teoría inéti a de las partí ulas, algunas de las molé ulas de

estos sólidos vibran a gran velo idad, ven iendo las fuerzas de ohesión

entre ellas y es apando omo molé ulas gaseosas. En la sublima ión re-

gresiva el pro eso es el inverso: al ho ar las molé ulas gaseosas ontra la

super� ie de un sólido, pueden quedar retenidas, de forma que el sólido

es regenerado.

El equilibrio, que tiene lugar uando las velo idades respe tivas de

sublima ión y sublima ión regresiva son iguales, viene determinado por

la presión de vapor, que depende de la naturaleza del sólido, y de la

temperatura. El equilibrio se representa en el siguiente esquema:

Figura 1.89: Equilibrio sólido-gas para el á ido benzoi o

MATERIAL:

Á ido benzoi o, vaso de pre ipitados, trípode, rejilla, me hero Bun-

sen, ramas se as, vidrio de reloj y tapón de or ho.

PROCEDIMIENTO:

Elaborar un árbol on las ramas se as (utilizar alambre si es ne esa-

rio), de un tamaño que permita que quepa en el re ipiente de vidrio (vaso

129


de pre ipitados). Clavar este �pequeño árbol� en un tapón de or ho, así,

aquel tendrá una base �rme.

Se olo a el árbol on la base de or ho en el re ipiente resistente al

alor y, alrededor de la base, se dispersa uniformemente el á ido benzoi o.

En ima se olo a un vidrio de reloj on agua fría.

A ontinua ión, se pone sobre la rejilla y el trípode el montaje anterior

y se alienta. Cuando se ha evaporado asi todo el á ido benzoi o, se

apaga el me hero Bunsen.

Figura 1.90: Sublima ión inversa del á ido benzoi o

EXPLICACIÓN:

El á ido benzoi o es una sustan ia que presenta una elevada presión

de vapor (133 Pa a 96º C) por lo que sublima a la temperatura de 100º

C, pasando dire tamente de sólido a vapor. Las molé ulas del á ido ben-

zoi o vaporizado en onta to on la super� ie sólida del vidrio de reloj

on agua, experimentan el pro eso de sublima ión regresiva o inversa,

depositándose sobre las ramas del árbol en forma de �nieve�.

130

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


1.50. Separa ión de los omponentes de una

mez la por romatografía en papel.

OBJETIVO: Separar los omponentes de la mez la de la tinta de

un bolígrafo o rotulador mediante la romatografía en papel de �ltro.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La romatografía es una té ni a de

separa ión de sustan ias que permite identi� ar y, en su aso determinar

las antidades de di has sustan ias en una mez la. Todos los tipos de ro-

matografía tiene en omún la existen ia de dos fases: una móvil, formada

por un �uido, y otra esta ionaria (sólido o líquido �jado sobre un sólido).

Los omponentes de la mez la se desplazan on diferentes velo idades

a lo largo de la fase esta ionaria, lo que provo a su separa ión. Dentro

de los distintos tipos de romatografía, hemos elegido por su sen illez la

romatografía en papel. En esta té ni a, que tiene un ará ter ualitati-

vo, se utiliza papel de �ltro omo medio esta ionario y, en nuestro aso,

etanol omo fase móvil. La muestra uyos omponentes queremos separar

(una man ha de tinta, en nuestro experimento) se olo a sobre la fase

esta ionaria, introdu iendo ésta en la fase móvil. Por un pro eso de a-

pilaridad, en el que el papel su iona el etanol, se produ e la separa ión

de los pigmentos que omponen una tinta omer ial.

MATERIALES:

Etanol.

Vaso de pre ipitados.

Papel poroso (tira de papel de �ltro).

Rotuladores o bolígrafos de distintos olores.

Soporte y pinzas.

PROCEDIMIENTO: Se re orta una tira de papel de �ltro de unos

uatro entímetros de an ho y que sea un po o más larga que la altura

del vaso de pre ipitados. Se sujeta on una pinza metáli a un extremo

de la tira de papel a un soporte. Cer a de un extremo del papel (a unos

2-3 m) se dibuja una man ha on un rotulador o bolígrafo. Se pone

etanol en el vaso de pre ipitados hasta una altura aproximada de 1 m.

Se puede omprobar que el al ohol, al as ender a lo largo de la tira,

131


arrastra onsigo los distintos pigmentos que ontiene la man ha de tinta.

Como no todos son arrastrados on la misma velo idad, al abo de un

rato se pueden apre iar unas franjas de olores.

Figura 1.91: Cromatografía en papel de �ltro

132

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


1.51. La llama verde del metanol.

OBJETIVO: Comprobar que, al rea ionar el metanol (el al ohol

más sen illo que existe) on el á ido bóri o, se produ e un éster on una

pre iosa llama verde, que sirve para diferen iar el metanol del etanol.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El metanol, un al ohol que está

presente junto al etanol (el normal) en mu has bebidas al ohóli as, tiene

aparien ia y olor similares al etanol, pero su ingestión produ e eguera

irreversible y unos 7 gramos pueden ausar la muerte. A este al ohol,

para poder diferen iarlo del etanol, se le añade á ido bóri o y se le prende

fuego. El metanol produ e un éster (borato de trimetilo) que arde on

una ara terísti a llama verde y que pondrá en eviden ia la presen ia

de éste en las bebidas al ohóli as. Si el ensayo se realizara úni amente

on etanol, también apare ería en la llama el olor verde ( ara terísti o

del boro), pero la llama tendría un aspe to algo diferente al de la que se

obtendría utilizando metanol, tal y omo se puede ver en las siguientes

imágenes:

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

Figura 1.92: Ensayos on metanol y etanol

La rea ión de esteri� a ión para el metanol es la siguiente:

3CH3OH+H3BO3 → B(OCH3)3 + 3H2O

MATERIAL: Tubo de ensayo, pinzas, CH

3

OH, H

3

BO

3

PROCEDIMIENTO: E hamos en un tubo de ensayo un po o de

á ido bóri o y añadimos 5 o 6 mililitros de metanol. Después, y ayudán-

donos on unas pinzas, exponemos el tubo de ensayo al fuego hasta que

133


aparez a una llama verde, llevando la pre au ión de retirarlo inmediata-

mente para evitar que la llama se haga demasiado grande.

134


1.52. El Prin ipio de Le Chatelier.

OBJETIVO: Observar omo el desplazamiento del equilibrio romato-

di romato por a ión de un á ido o una base puede ser observado me-

diante un ambio de olor en la disolu ión empleada.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El Prin ipio de Le Chatelier puede

ser enun iado de la siguiente forma:�Cuando en una rea ión quími a

en equilibrio se produ e un ambio en alguno de los fa tores de los que

depende, la rea ión se desplaza en el sentido que tienda a ontrarrestar

di ho ambio�. De esta forma, si onsideramos el equilibrio:

aA + bB ⇋ cC + dD

uya onstante Kc es:

Kc =[C]c [D]d

[A]a [B]b

veremos que, si por ejemplo, aumentamos la on entra ión de D, el sis-

tema evolu iona de forma que el equilibrio tiende a desplazarse ha ia la

izquierda (forma ión de A y B), on el �n de que la onstante de equi-

librio mantenga su valor original. En nuestra prá ti a, haremos uso del

diferente olor que presentan dos disolu iones de romato potási o (ama-

rillo) y di romato potási o (naranja) para ver el desplazamiento en uno

u otro sentido.

El equilibrio romato-di romato viene representado por la siguiente

rea ión:

2CrO2−4 + 2H+

⇋ Cr2O2−7 +H2O

donde, omo puede verse, el ion romato en medio á ido pasa a ion di-

romato. Si añadimos un á ido, al aumentar la on entra ión de uno de

los rea tivos ( on retamente, el H

+), el equilibrio tenderá a desplazarse

ha ia la dere ha, es de ir, ha ia la forma ión de ion di romato y agua.

La disolu ión, ini ialmente de olor amarillo debido al ion romato, pasa

a olor naranja, ara terísti o del di romato.

Si, por el ontrario, añadimos una base, ha emos que disminuya la

on entra ión de H

+, on lo que el equilibrio tiende a desplazarse ha ia

la izquierda (forma ión de romato), on lo que el olor de la disolu ión

ambia de naranja a amarillo.

MATERIAL: disolu iones de romato potási o, di romato potási o,

á ido sulfúri o e hidróxido de sodio (estas dos últimas on entradas) y

tubos de ensayo o ápsulas Petri.

135


PROCEDIMIENTO: Tomamos dos tubos de ensayo, uno de ellos

onteniendo disolu ión de romato potási o y el otro disolu ión de di ro-

mato potási o. Al primero le añadimos unas gotas de disolu ión de á ido

sulfúri o, mientras que al segundo le añadimos disolu ión de hidróxido

de sodio. Observaremos el ambio de olor que se produ e en ada uno

de los tubos.

Figura 1.93: Transforma iones romato-di romato

136

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


1.53. Equilibrio entre omplejos.

OBJETIVO: Observar la forma ión de dos omplejos on el Co

2+y

ómo se puede alterar el equilibrio entre ambos variando la on entra ión

o la temperatura.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El ion Co

2+puede formar on el

agua el ion omplejo Co(H2O)2+6 , de olor rosa, mientras que on el ion

Cl

−, forma el omplejo CoCl

2−4 , de olor azul.

Entre ambos iones se puede estable er el siguiente equilibrio:

Co(H2O)2+6 + 4Cl−⇋CoCl2−4 + 6,H2O DH > 0 (1)

Según el Prin ipio de Le Chatelier, un aumento en la on entra ión

de iones Cl

−tiende a desplazar el equilibrio ha ia la dere ha, on lo que

el olor de la disolu ión pasa de rosa a azul.

Al tratarse de una rea ión endotérmi a, un aumento de temperatura

provo ará un desplazamiento del equilibrio ha ia la dere ha, mientras que

un des enso en aquella provo ará el desplazamiento ha ia la izquierda.

MATERIAL: Balanza, vidrio de reloj, gradilla on tubos de ensayo,

matraz erlenmeyer, vasos de pre ipitados, pla a alefa tora, agua, hielo

pi ado, loruro de obalto, y á ido lorhídri o on entrado.

PROCEDIMIENTO: Pesamos 0,6 g de CoCl2 y los disolvemos en

agua hasta un volumen de 10 mL. La disolu ión tomará un olor rosa-

do. Añadimos a ontinua ión HCl on entrado hasta que el olor de la

disolu ión haya ambiado a un olor magenta. Repartimos la disolu ión

en dos grupos de tres tubos de ensayo ada uno, que llamaremos grupo

A y grupo B, respe tivamente. Al primer tubo del grupo A se le añade

agua hasta que el olor vuelva al rosa pálido ini ial. Al segundo tubo se

le añade HCl on entrado, on lo que el olor de la disolu ión pasará a

ser azul. Según el Prin ipio de Le Chatelier, apli ado al equilibrio ante-

riormente representado, la adi ión de agua provo ará el desplazamiento

del equilibrio ha ia la izquierda, esto es, ha ia la forma ión del omplejo

Co(H2O)2+6 , de olor rosa. La adi ión de Cl

−provo ará el desplazamiento

del equilibrio ha ia la dere ha, es de ir, ha ia la forma ión del omplejo

CoCl2−4 , de olor azul. En ambos grupos se deja un tubo omo testigo

Tomamos ahora el primer tubo del grupo B y lo introdu imos en agua

er ana a la ebulli ión, mientras que el segundo tubo es introdu ido en

un vaso que ontiene hielo pi ado. Al ser endotérmi a la rea ión (1), un

alentamiento provo ará el desplazamiento del equilibrio ha ia la dere ha

137


Figura 1.94: Desplazamiento del equilibrio por a ión de la temperatura

mientras que un enfriamiento hará que di ho equilibrio se despla e ha ia

la izquierda.

138

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


1.54. Dos fa tores que afe tan al equilibrio :

Con entra ión y temperatura.

OBJETIVO: Observar ómo una varia ión de temperatura o de la

on entra ión de alguna de las sustan ias en un sistema en equilibrio

provo a la altera ión de éste.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Tal omo se men ionaba en el apar-

tado anterior, El Prin ipio de Le Chatelier , uando en una rea ión

quími a en equilibrio se produ e un ambio en alguno de los fa tores

de los que depende, la rea ión se desplaza en el sentido que tienda a

ontrarrestar di ho ambio. Vamos a ver en esta prá ti a de qué forma

afe ta al equilibrio una varia ión de la on entra ión de iones amonio o

de la temperatura para la rea ión:

NH3 +H2O ⇋ NH+4 +OH− ∆H0 < 0

La onstante de equilibrio para esta rea ión vendrá dada por:

Kb =[NH+

4 ][OH−]

[NH3]

a) Efe to de la temperatura: Al ser exotérmi o el pro eso de disolu ión

del amonia o en agua, uando se alienta el sistema, en apli a ión del

Prin ipio de Le Chatelier, el equilibrio tiende a desplazarse en el sentido

en que la rea ión sea endotérmi a, es de ir, ha ia la izquierda. Se pro-

du irá por tanto una disminu ión de la on entra ión de iones OH−y la

onse uente disminu ión del pH.

Figura 1.95: Evolu ión de la olora ión al alentar

139


Si a la disolu ión de NH3 se le han añadido unas gotas de fenolftaleína,

aquella tomará ini ialmente un olor rosado, que irá desapare iendo al

alentar (a valores inferiores de pH, la fenolftaleína se vuelve in olora).

Cuando enfriemos la disolu ión, el olor rosado ini ial reapare erá, al

desplazarse el equilibrio en el sentido de la rea ión exotérmi a.

b) Efe to de la on entra ión: Como puede verse en la expresión de

la onstante de equilibrio, una varia ión en la on entra ión de iones

NH+4 provo aría un desplazamiento del equilibrio ha ia el primer miem-

bro, de forma que el valor de Kb se mantenga. Esto impli a una disminu-

ión de la on entra ión de iones OH−y la onsiguiente disminu ión del

pH. Si a la disolu ión de amonia o se le han añadido, omo en el aso

anterior, unas gotas de fenolftaleína, observaremos que al añadir unos

ristales de loruro amóni o y agitar, se pierde el olor de aquella.

Figura 1.96: Efe to de la adi ión de NH4Cl

La posterior adi ión de disolu ión de amonia o provo ará que el equi-

librio se despla e ahora ha ia la dere ha, regenerándose el olor ini ial de

la fenolftaleína.

MATERIAL: Vasos de pre ipitados, ápsula Petri, alefa tor elé -

tri o, varilla de vidrio, agua, amonia o, loruro amóni o y disolu ión de

fenolftaleína.

PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolu ión de NH3 on la

su� iente on entra ión que permita ver el olor rosado de la fenolftaleí-

na al añadir a la disolu ión unas gotas de este indi ador. En el primer

experimento, ponemos en un vaso de pre ipitados una ierta antidad de

esta disolu ión y alentamos hasta que el olor de la fenolftaleína quede

bastante atenuado. A ontinua ión, introdu imos el vaso de pre ipitados

140


en un baño de agua fría y observaremos ómo se regenera el olor ini ial

de la fenolftaleína.

En el segundo experimento, olo amos en la ápsula de Petri una

pequeña antidad de disolu ión de amonia o on fenolftaleína. Añadi-

mos a ontinua ión unos ristales de loruro amóni o y removemos on

una varilla. Al ha er esto, observaremos ómo el olor ini ial desapare-

e, quedando in olora la disolu ión. Para regenerar el olor, bastará on

añadir una ierta antidad de disolu ión de amonia o, que dependerá de

la antidad de loruro amóni o que hayamos añadido previamente.

141

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


1.55. Equilibrio NO2/N2O4.

OBJETIVO: Observar la in�uen ia de la temperatura en el equili-

brio NO2/N2O4.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Si ha emos rea ionar el á ido ní-

tri o on el obre, se produ irá dióxido de nitrógeno, según la rea ión:

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

El dióxido de nitrógeno obtenido se dimeriza par ialmente según el equi-

librio:

2NO2 ⇋ N2O4

Con unas onstantes de equilibrio:

Kc =[N2O4]

[NO2]2y Kp =

pN2O4

p2NO2

El dióxido de nitrógeno se observa omo unos vapores de olor pardo-

rojizo, mientras que el tetraóxido de dinitrógeno es in oloro. Cualquier

varia ión de la on entra ión (o de la presión par ial) de un rea tivo o

produ to, se pondrá de mani�esto por un ambio en la tonalidad de la

mez la de gases.

Otra forma de desplazar el equilibrio en uno u otro sentido viene dada

en fun ión de las ara terísti as termoquími as de la rea ión. La e ua-

ión termoquími a para el equilibrio es rito anteriormente es la siguiente:

2NO2 ⇋ N2O4 ∆H0 = −56, 9 kJ

Con lo que podemos apre iar que se trata de una rea ión exotérmi a.

Por apli a ión del Prin ipio de Le Châtelier, al suministrar alor a una

rea ión exotérmi a, el equilibrio tenderá a desplazarse en el sentido en

que la rea ión sea endotérmi a, es de ir, ha ia la forma ión de NO2.

Por el ontrario, si enfriamos, el equilibrio se desplazará en el sentido

de la rea ión exotérmi a, esto es, ha ia la forma ión de tetraóxido de

dinitrógeno. En el primer aso, al aumentar la on entra ión de NO2, el

gas ontenido en el tubo de ensayo tenderá a os ure erse, su ediendo lo

ontrario en el segundo aso.

MATERIAL: Agua, hielo, loruro sódi o, obre metáli o, á ido ní-

tri o, tubos de ensayo, termómetros, vasos de pre ipitados y alefa tor

elé tri o.

142


PROCEDIMIENTO: Preparamos una mez la frigorí� a on hielo

y loruro sódi o. Por otra parte, ponemos un vaso de pre ipitados on

agua a alentar. En tres tubos de ensayo olo amos una pequeña antidad

de obre metáli o y le añadimos un ex eso de á ido nítri o. Observaremos

el ambio de olora ión del á ido nítri o, que tomará un olor verde

debido a la forma ión de nitrato de obre (II). A la vez, se observa la

forma ión de vapores rojizos de dióxido de nitrógeno.

Figura 1.97: Equilibrio NO2/N2O4

Tomamos ahora dos de estos tubos de ensayo e introdu imos uno de

ellos en la mez la frigorí� a, y el otro en el vaso que ontiene agua alien-

te. Al abo de unos minutos, veremos omo el primero de ellos adquiere

una tonalidad más lara, mientras que el gas ontenido en el tubo in-

trodu ido en agua aliente se os ure e. El ter ero de ellos se mantiene a

temperatura ambiente, on el �n de omparar las varia iones experimen-

tadas por los otros dos on el estado ini ial.

Una forma de omprobar el ará ter reversible del equilibrio es intro-

du ir el tubo previamente olo ado en agua aliente en la mez la frigo-

rí� a, introdu iéndose el otro tubo en el baño de agua aliente. Con el

paso del tiempo observaremos omo el tono del primero de los tubos se

a lara, intensi� ándose el del segundo.

143

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


1.56. Forma ión de pre ipitados.

OBJETIVO: Comprobar la forma ión de espe ies insolubles al mez-

lar disolu iones de aniones y de ationes. Di has espe ies insolubles (pre-

ipitados) presentan olores ara terísti os, dependiendo del anión y el

atión que los formen.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Determinadas sales son bastante

solubles en agua, pero al mez lar una disolu ión que ontenga un deter-

minado atión (ion positivo) A

a+

, on otra que ontenga otro determi-

nado anión (ion negativo) B

b�

, puede produ irse una rea ión quími a,

en la que el anión y el atión den lugar a una espe ie difí ilmente soluble

en agua. Se produ e enton es un pre ipitado, que poseerá distinto olor,

en fun ión del anión y del atión que lo formen.

Al produ to de las on entra iones de ada uno de los iones en la diso-

lu ión, elevado a su respe tivo oe� iente estequiométri o, se le denomina

produ to de solubilidad, K

ps

. Cuanto más insoluble sea la sustan ia, me-

nor será su produ to de solubilidad. Así, los produ tos de solubilidad del

PbI

2

y del PbCO

3

, serán, respe tivamente:

Kps(PbI2) =[

Pb2+] [

I−]2

= 7 · 10−9

Kps(PbCO3) =[

Pb2+] [

CO 2−3

]

= 6, 3 · 10−14

En esquema, las rea iones de diso ia ión ióni a y la de pre ipita ión,

pueden ser representadas de esta forma:

Anión YbBy → b Yy+ + y Bb−

Catión AxXa → x Aa+ + a Xx−

Pre ipitado Aa+ + Bb− → AbBa ↓

Siendo Xx−e Yy+

los denominados iones espe tadores, que no inter-

vienen en la rea ión, mientras que AbBa ↓ representa el pre ipitado.

MATERIAL: Disolu iones que ontengan los iones Ag

+

, Pb

2+

, Fe

2+

,

CO

2�

3

, OH

�

, I

�

, Cu

2+

, Ni

2+

y Cl

�

PROCEDIMIENTO:

Se mez lan pequeños volúmenes de los aniones y ationes que se in-

di an observándose el olor del pre ipitado obtenido en ada aso.

144


Figura 1.98: Pre ipitados

Compuesto Color

Ag

2

CO

3

Amarillo

AgCl Blan o

AgI Amarillo

Ag

2

CrO

4

Rojo

PbCO

3

Blan o

PbI

2

Amarillo

Fe(OH)

2

Verde-Pardo

CuCO

3

·Cu(OH)2

Azul verdoso

NiCO

3

Verde

REDISOLUCIÓN DE LOS PRECIPITADOS.

Una vez formados los pre ipitados, se trata ahora de redisolverlos.

Para ello emplearemos los siguientes rea tivos:

Compuesto Se redisuelve on

Ag

2

CO

3

NH

3

(aq), Na

2

S

2

O

3

AgCl NH

3

(aq)

AgI Na

2

S

2

O

3

Ag

2

CrO

4

NH

3

(aq)

PbCO

3

H

2

SO

4

PbI

2

NaOH, KI ( on .)

Fe(OH)

2

H

2

SO

4

, NH

4

Cl

CuCO

3

·Cu(OH)2

NH

3

NiCO

3

(NH

4

)

2

CO

3

145


En las siguientes imágenes podemos ver la se uen ia de la pre ipi-

ta ión del al añadir amonia o a una disolu ión de sulfato de obre (II)

(imagen izquierda), el omienzo de la redisolu ión del pre ipitado al aña-

dir mayor antidad de NH

3

(imagen entral) y la total redisolu ión de

aquel, por forma ión del omplejo Cu(NH

3

)

2+

4

al añadir ex eso de amo-

nia o (imagen dere ha).

Figura 1.99: Pre ipita ión y redisolu ión del hidróxido de obre

146

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

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


1.57. Efe to del ion omún.

OBJETIVO: Comprobar el Prin ipio de Le Chatelier en un equili-

brio de pre ipita ión y en un equilibrio á ido-base.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Según el Prin ipio de Le Chatelier,

si sobre un sistema en equilibrio se produ e una ausa que tienda a mo-

di� arlo, el equilibrio se desplazará en el sentido que tienda a oponerse

a aquella ausa de modi� a ión. Supongamos, por ejemplo, el equilibrio

de disolu ión para una sustan ia AB po o soluble:

AB → A+ +B−

La onstante de este equilibrio heterogéneo será:

Kps = [A+][B−]

De esta forma, si alteramos la on entra ión de alguno de los iones

A+o B−

el equilibrio se desplazará en el sentido que haga que el valor

de Kps se mantenga. Así, un aumento en la on entra ión de alguno

de aquellos produ irá un desplazamiento del equilibrio, de forma que

pre ipite la sustan ia AB . Por el ontrario, una disminu ión en alguna

de di has on entra iones dará lugar a un aumento en la antidad de ABque se disuelve.

En el aso de un equilibrio á ido base, por ejemplo, para un á ido

AH :

AH +H2O ⇋ A− +H3O+ Ka =

[A−][H3O+]

[AH ]

El aumento o disminu ión de alguno de los iones que se produ e en

la rea ión dará lugar al desplazamiento del equilibrio ha ia la izquierda

o ha ia la dere ha, respe tivamente.

Una apli a ión de este prin ipio es el de la adi ión de uno de los iones

presentes en el equilibrio. En el aso de la pre ipita ión, la adi ión del ion

A+o del ion B−

dará lugar, omo se ha men ionado, a la pre ipita ión de

AB. Puesto que estos iones se en ontraban previamente en el equilibrio, el

ion añadido, A+o B−

ya existía en el equilibrio y, el efe to que produ e

sobre aquél se ono e on el nombre de efe to del ion omún . Lo

mismo su ederá en el aso de un equilibrio á ido-base al añadir la base

onjugada A−a la disolu ión del á ido AH

147


MATERIAL: vasos de pre ipitados, tubos de ensayo, indi ador uni-

versal, nitrato de plomo, loruro de sodio, á ido a éti o, á ido lorhídri o

y a etato de sodio

PROCEDIMIENTO:

Rea ión de pre ipita ión: al mez lar dos disolu iones de nitrato de

plomo (II) y loruro de sodio, se produ e la pre ipita ión del loruro

de plomo (II), una sustan ia po o soluble pero, on un produ to de

solubilidad lo su� ientemente grande para que una antidad peque-

ña de di ho loruro se pueda disolver en una antidad moderada de

agua. Filtramos la disolu ión para re oger el pre ipitado, y disol-

vemos este en agua. A ontinua ión, ponemos un volumen de esta

Figura 1.100: Pre ipita ión del PbCl2

disolu ión de loruro de plomo en un tubo de ensayo, y añadimos

loruro sódi o. Al agitar, observaremos que se ha produ ido nueva-

mente un pre ipitado de loruro de plomo, debido a la adi ión del

ion omún Cl−.

Equilibrio á ido base: Preparamos una disolu ión 1 M de á ido

a éti o y, a ontinua ión disolvemos en ésta la antidad de a etato

de sodio ne esaria para que la disolu ión sea también 1 M en di ha

sal. En el aso de la disolu ión de á ido a éti o, el pH se puede

al ular de la siguiente forma:


+]

[CH3 − COOH ]Ka =

x2

1− xpH = −log x

Mientras que para una disolu ión 1 M en á ido a éti o y en a etato

de sodio, tendremos:

pH = −logKa = pKa

148


En la prá ti a, observaremos que la adi ión de a etato de sodio pro-

du e un aumento en el pH on respe to al de la disolu ión de á ido.

Esto es debido al desplazamiento del equilibrio ha ia la dere ha por

efe to del ion a etato añadido, que a túa omo ion omún.

Figura 1.101: Varia ión del pH

En las imágenes anteriores podemos ver, en la de la izquierda, un

vaso que ontiene agua destilada on indi ador universal, que pre-

senta un olor amarillento, y otro vaso que ontiene disolu ión 1 M

en á ido a éti o y a etato sódi o. La imagen de la dere ha muestra

el ambio experimentado al añadir a ada vaso unas gotas de á ido

lorhídri o, pudiendo observarse que, en el aso del agua destilada,

el pH ha experimentado un ambio apre iable, no su ediendo así

en el aso de la disolu ión de a éti o/a etato, que a túa omo una

disolu ión reguladora del pH.

149

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Ion%20com%C3%BAn%20I.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Ion%20com%C3%BAn%20II.mp4


1.58. La lluvia de oro.

OBJETIVO: Observar la forma ión de es amas doradas de PbI

2

pro edentes de un pre ipitado previo de di ha sustan ia.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La base teóri a de este experimen-

to se en uentra en la se ión anterior, �Forma ión de pre ipitados�. La

novedad de este experimento respe to al realizado on anterioridad, re-

side en el enfriamiento rápido de la disolu ión que ontiene el PbI

2

, lo

que provo a que este pre ipite on un aspe to distinto al que presenta

uando se produ e el pre ipitado a temperatura ambiente.

MATERIAL: disolu iones de yoduro de potasio y nitrato de plomo

en fras os on uentagotas, tubos de ensayo, vaso de pre ipitados, hielo

y me hero bunsen.

PROCEDIMIENTO: La prá ti a denominada �lluvia de oro� on-

siste, en primer lugar, en produ ir una sustan ia sólida a partir de diso-

lu iones de sustan ias solubles y después de disolverla por alentamiento,

pre ipitarla de nuevo omo �lluvia de oro�. Para ello, ini ialmente se pre-

paran en sendos vasos de pre ipitados disolu iones diluidas de yoduro

potási o y de nitrato de plomo (II), resaltándose que ambas son in o-

loras. A ontinua ión, se mez lan ambas en un tubo de ensayo on un

uentagotas (uno para ada disolu ión) y se observa la forma ión de un

pre ipitado amarillo intenso (sustan ia sólida) de yoduro de plomo (II)

(sustan ia muy insoluble en agua), que provo ará un ierto �asombro�.

La rea ión es la siguiente:

Pb2+ + 2I− → PbI2 ↓

Los iones K+y NO −

3 son los denominados iones espe tadores, que

no intervienen en la rea ión.

Posteriormente, se alentará el tubo de ensayo on pre au ión pa-

ra que no se produz a la ebulli ión de su ontenido. De esta forma, el

pre ipitado de yoduro de plomo (II) se disolverá y desapare erá el olor

amarillo, quedando la disolu ión transparente. Los alumnos mostrarán al

públi o el tubo de ensayo después de alentarlo y, �nalmente, el tubo de

ensayo será introdu ido en agua on hielo, para disminuir on rapidez la

temperatura, produ iéndose de nuevo el pre ipitado de yoduro de plo-

mo (II), pero ahora en forma de es amas doradas o �lluvia de oro�, que

150


será mostrado de nuevo al públi o para que pueda observar el ambio

produ ido.

(a) Primera pre ipita ión del PbI

2

(b) La �lluvia de oro�

Figura 1.102: Distintos aspe tos del PbI

2

151

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


1.59. Complejos con Fe.

OBJETIVO: Observar ciertas reacciones en que intervienen los com-plejos del hierro [Fe(CN)6]

4−, [Fe(SCN)(H2O)5]2+ y [Fe(EDTA)]+.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El Fe3+ reacciona con el ferrocianu-ro de potasio, compuesto en el que el Fe2+ forma el complejo[Fe(CN)6]4−

para dar:4 Fe3+(ac) + 3 [Fe(CN)6]

4− → Fe4[Fe(CN)6]3

El precipitado de Fe4[Fe(CN)6]3 posee un intenso color azul (azul dePrusia).

Por otra parte, el El Fe3+ reacciona con el tiocianato de potasio,KSCN según:

Fe3+ + SCN− → [Fe(SCN)(H2O)5]2+

El resultado es el complejo [Fe(SCN)(H2O)5]2+ que posee un intenso color

rojo.

Figura 1.103: Reacción con [Fe(CN)6]4−(i) y SCN− (d)

Basándonos en la estabilidad muy superior del complejo formado porla sal disódica del ácido etilenodiaminotetraacético (EDTA) con el Fe3+

con respecto al [Fe(SCN)(H2O)5]2+, podemos hacer desaparecer el color

rojo del complejo formado por el hierro (III) y el tiocianato por formacióndel complejo incoloro [Fe(EDTA)]+ . El EDTA actúa como secuestrantedel ion Fe3+

MATERIAL: gradilla con tubos de ensayo, vasos de precipitados,cuentagotas, Fe(NO3)3 · 9H2O K4[Fe(CN)6], KSCN, EDTA (sal disódi-ca).

152


PROCEDIMIENTO: Preparamos disoluciones diluidas de nitratode hierro (III), ferrocianuro potásico, tiocianato potásico y EDTA. Apartir de estas disoluciones, precedemos de la siguiente forma:

En dos tubos de ensayo vertemos unos mililitros de disolución deFe3+. En uno de ellos añadimos una gota de disolución de ferrocia-nuro, observando la aparición del color azul intenso del ferrocianuroférrico. En el otro tubo, añadimos una gota de disolución de tio-cianato, que produce una intensa coloración roja, característica del[Fe(SCN)(H2O)5]

2+.

En dos tubos de ensayo vertemos unos mililitros de disolución deFe3+. En uno de ellos añadimos unos mililitros de disolución de ED-TA. Se observa que, al añadir varias gotas de disolución de KSCN,no se produce la formación del color rojo característico del complejoantes citado. En el segundo tubo, añadimos una gota de de diso-lución de tiocianato, que produce la característica coloración roja.Al añadir un pequeño volumen de la disolución de EDTA, desapa-rece la coloración roja. Ambos experimentos demuestran la mayorestabilidad del complejo [Fe(EDTA)]+frente al [Fe(SCN)(H2O)5]

2+

153

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Complejos%20con%20hierro%202.mp4


1.60. 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 1.104: 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

154


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 .

155

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


1.61. 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 1.105: 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

156


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.

157

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


1.62. 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:


+]

[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,

158


Figura 1.106: 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.

159


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 1.107: 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.

160

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


1.63. ¿De qué depende el pH de la disoluciónde un ácido?

OBJETIVO: Comprobar que el pH de la disolución de un ácidodepende de la constante de acidez del mismo y de su concentración.

FUNDAMENTO TEÓRICO:Según la teoría de Arrhenius, unácido es toda sustancia capaz de ceder protones. En una disolución acuosatiene lugar, para un ácido AH, el siguiente equilibrio de disociación:

AHc0−x

+H2O ⇋ A−

x+H3O

+

x

Siendo c 0la concentración inicial del ácido, y x la concentración deácido disociado. La constante de este equilibrio, Ka, es la siguiente:

Ka =[A−][H3O

+]

[AH

Conociendo los valores de Ka y de c0 podemos resolver la ecuación. Sitenemos en cuenta que x = [H3O+], el pH la la disolución será: pH = - log[H3O+] = -log x . De todo lo anterior podemos deducir que el pH de unadisolución de un ácido depende, tanto de la fuerza de aquél (relacionadadirectamente con su constante Ka), como de su concentración.

MATERIAL: gradilla con tubos de ensayo, vasos de precipitadosmatraces erlenmeyer, indicador universal, papel indicador de pH, agua,ácido tartárico y ácido ascórbico.

Figura 1.108: pH de un mismo ácido a distinta concentración

PROCEDIMIENTO:

161


1. Preparamos dos disoluciones de distinta concentración de un mismoácido y comprobamos, mediante el indicador universal o el papelindicador que el pH de la disolución será menor cuanto mayor seala concentración del ácido.

2. Preparamos disoluciones de la misma concentración de diferentesácidos y comprobamos, de la misma manera que en el apartadoanterior, que el pH será tanto menor cuanto mayor se la constanteKa del ácido.

3. Preparamos dos disoluciones de distinta concentración: la de menorconcentración corresponderá a un ácido de mayor valor de Ka ,mientras la de mayor concentración corresponderá a un ácido demenor Ka. Al medir el pH podemos, dependiendo del valor de lasconcentraciones, comprobar que el pH de un ácido más débil puedeser inferior al de un ácido más fuerte.

162

http://jpcampillo.es/onewebmedia/pH%20de%20un%20%C3%A1cido.mp4


1.64. 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 1.109: 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.

163


Figura 1.110: 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 1.111: Comportamiento de ácidos y bases de uso doméstico

Como complemento, puede comprobarse el carácter ácido o básico de

164


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.

165

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


1.65. 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

166


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 1.112: 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

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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 1.113: 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.

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


1.66. 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

.

169


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.

170


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 1.114: 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

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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 1.115: 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,

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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.

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


1.67. ¿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 1.116: Equilibrios entre las formas en medios ácido y básico

Figura 1.117: 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.

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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 1.118: 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.

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


1.68. 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,

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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.


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-

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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 1.120: Reacción del Al con el Cu2+

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


1.69. Concentración de una lejía.

OBJETIVO: Determinar de forma experimental la concentración deuna lejía, expresada en tanto por ciento de hipoclorito sódico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Se pude medir la concentración deuna lejía de uso doméstico, expresada en función de su concentración enhipoclorito de sodio. Para ello, hacemos reaccionar una muestra de dichalejía con peróxido de hidrógeno, según el proceso:

NaClO + H2O2 → NaCl + H2O+O2

Como puede verse, un mol de hipoclorito de sodio da lugar a la for-mación de un mol de oxígeno. Recogido éste, de forma que en unas con-diciones ambientales conocidas podamos medir su volumen, podremosconocer la cantidad de hipoclorito sódico presente en las masa de lejíaque hayamos tomado.

Figura 1.121: Desprendimiento de oxígeno

MATERIAL: vasos de precipitados, balanza, pipeta con aspirador,matraz erlenmeyer, tapón de caucho horadado, tubo de silicona, jeringahipodérmicacubeta con agua, probeta, lejía y peróxido de sodio (en nues-tro caso, hemos utilizado uno del 30 por ciento, aunque la concentraciónpuede ser inferior, siempre a costa de la velocidad de la reacción).

PROCEDIMIENTO: Conocida la densidad de la lejía, tomamos unvolumen de 5 mL y lo introducimos en el matraz enlenmeyer. Tapamosel mismo con un tubo de caucho al que está unido un tubo de siliconaque introduciremos en una probeta llena de agua e invertida sobre unacubeta que contiene agua. En el tapón introducimos la aguja de la jeringahipodérmica y cargamos ésta con un determinado volumen de peróxido

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de hidrógeno. Vertemos éste en el interior del matraz erlenmeyer, obser-vando el desprendimiento de oxígeno , que va desplazando el agua en elinterior de la probeta invertida. Una vez terminada la reacción, medimosel volumen de oxígeno y, con las condiciones de presión y temperaturadel experimento, realizamos los cálculos pertinentes.

CÁLCULOS: Los datos de los que partimos son los siguientes:

Volumen lejía: 5 cm3

Densidad lejía: 1,2 g/cm3

Volumen H2O2 : 2,5 cm3

Volumen aire + O2 : 76 cm3

Presión: 998,63 hPa (0,99 atm)

Temperatura: 17,36º C (290,36 K)

Aplicando la ecuación de los gases:

0, 997, 6− 2, 5

1000= n · 0, 082 · 290, 36

De donde obtenemos: n = 3·10−3 moles O2 Este número de molescoincide con el número de moles de NaClO, tal como se ha indicadoanteriormente en la reacción ajustada.

La masa de NaClO será:

m = 3·10−3·74, 5 = 0, 22 g

La masa del volumen de lejía empleado es: mL = 5·1,2 = 6 g. Laconcentración de la lejía, expresada en tanto por ciento en masa de NaClOes, finalmente:

c =0, 22

6100 ≃ 3, 7%

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Concentraci%C3%B3n%20de%20una%20lej%C3%ADa.mp4


1.70. 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 con pe-róxido 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

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MATERIAL: Hilo de cobre finamente dividido, peróxido de hidró-geno al 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 desapareci-do los reactivos y termine el burbujeo (debido a la formación de cloroelemental) 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+.

Figura 1.122: 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,

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

de color azul.

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


1.71. 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 1.123: 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

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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 1.124: Combustión de la acetona

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


1.72. 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 H2O2 en 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.

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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 1.125: Estados de oxidación III (i) a VII (d)

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


1.73. Oxidación de haluros por halógenos.

OBJETIVO: Observar la capacidad que posee un halógeno de oxidara un haluro en función del potencial de reducción de cada uno de lossistemas halógeno/haluro.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El potencial de reducción está re-lacionado con la tendencia de una especie química a disminuir su estadode oxidación. Para medir el potencial de una celda galvánica, constitui-da por una forma oxidada y una reducida, se construye una pila con dosceldas galvánicas,o electrodos, asignándose a una de ellas un potencial dereferencia. Si uno de los electrodos es el electrodo normal de hidrógeno,cuyo potencial, por convenio es 0 V, la diferencia de potencial entre unode los electrodos y el de referencia será el potencial de ese electrodo.

Cuanto mayor sea el potencial de reducción de un electrodo, tantomayor será la tendencia de la forma oxidada a asar a la forma reducida.A la inversa, para un potencial negativo, la tendencia será la de pasar dela forma reducida a la oxidada.

En el caso de los halógenos cloro, bromo y yodo, los potenciales dereducción son los siguientes:

ε0Cl2/Cl− = +1, 36V ε0Br2/Br

− = +1, 09V ε0 I2/I− = +0, 54V

Así pues, podremos afirmar que el potencial de reducción está relacionadocon el carácter oxidante de la especie cuyo estado de oxidación es mayor.Según esto, el cloro es más oxidante que el bromo, y este, a su vez, queel iodo.

Según lo anterior, la reacción: Cl2 + 2Br− → 2Cl− + Br2 será posi-ble, mientras que la reacción Br2 + 2Cl−

−

→ Cl2 + 2Br− no se puedeproducir de forma espontánea. Lo mismo sucederá para las reaccionesCl2 + 2 I− → 2Cl− + I2 y I2 + 2Cl−

−

→ 2 I− + Cl2 y Br2 + 2 I−−

→ 2Br− + I2y I2 + 2Br− → 2 I− −+Br2 . En color verde se representan las reaccionesque tienen lugar de forma espontánea, y en rojo las que no se producen.Los potenciales para cada una de las reacciones que tienen lugar son lossiguientes:

ε0(Cl2/Br−) = ε0 (Cl2/Cl

−)− ε0 (Br2/Br−) = +1, 36− 1, 09 = +0, 25V

ε0(Cl2/I−) = ε0 (Cl2/Cl

−)− ε0 (I2/I−) = +1, 36− 0, 54 = +0, 82V

ε0(Br2/I−) = ε0 (Br2/Br

−)− ε0 (I2/I−) = +1, 09− 0, 54 = +0, 55V

188


Figura 1.126: Cl2/Br−, Cl2/I− yBr2/I−

MATERIAL: gradilla con tubos de ensayo, frascos cuentagotas,agua destilada, lejía doméstica, ácido clorhídrico, cloruro sódico, bro-muro potásico y ioduro potásico, antiséptico a base de povidona iodada(Betadine©).

PROCEDIMIENTO:

Reacción Cl2 −Br : en un tubo de ensayo mezclamos una pequeñacantidad de lejía doméstica y ácido clorhídrico. Se producirá lasiguiente reacción:

2HCl + NaClO → Cl2 +H2O+NaCl

Sobre el tubo que contiene el cloro formado, se vierten unas gotasde KBr, observándose que aparece el color pardo-anaranjado delbromo.

Reacción Cl2- I−: En un tubo de ensayo producimos cloro de laforma anteriormente descrita. Vertemos en el tubo unas gotas dedisolución de KI y observamos la aparición del color marrón oscuro,correspondiente al I2 que, al encontrarse en estado sólido, da lugara un precipitado.

Reacción Br2 - I−: se obtiene Br2 como se ha descrito anteriormente.Al verter en el tubo de ensayo unas gotas de disolución de KI, seobserva la formación de I

2, como en el caso anterior.

Para comprobar que las reacciones I2/Br− , I_2/Cl−y Br2/Cl− no tienenlugar, empleamos, para las dos primeras unas gotas de povidona iodada,que contiene iodo molecular, sobre unos mL de disolución de KBr y NaCl,respectivamente. En el caso de Br2/Cl−, producimos el Br2 como se ha

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descrito con anterioridad y vertemos en el tubo de ensayo que lo contieneunas gotas de disolución de NaCl, obteniendo un resultado negativo, aligual que en los otros dos experimentos.

190

http://jpcampillo.es/onewebmedia/OXIDACI%C3%93N%20HALUROS-HAL%C3%93GENOS.mp4


1.74. 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 1.127: 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

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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 1.128: 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-luciones 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

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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.

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


1.75. 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 1.129: 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

194


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 1.130: 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 1.131: 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

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

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


1.76. 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 · 7H2O) y unapequeña cantidad de ácido ascórbico.

Disolución D: Disolución de NH3 de uso doméstico.

Figura 1.132: 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 I –

3 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.

197


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 al mezclar las disolucionesA y B.

Figura 1.133: 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 , 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.

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


1.77. Redox y precipitación,

OBJETIVO: Observar reacciones de oxidación-reducción y de pre-cipitación que tienen lugar de forma simultánea en un tubo de ensayo.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El tiosulfato sódico, Na2S2O3 esoxidado por el permanganato potásico en medio ácido según la siguientereacción ajustada en forma iónica:

2MnO−

4 + 16H+ + 10 S2O2−3 → 2Mn2+ + 5S4O

2−6 + 8H2O

De forma simultánea, el tiosulfato en exceso se descompone en medioácido en azufre coloidal y dióxido de azufre, según la reacción iónica:

2H+ + S2O2−3 → SO2 + S + H2O

Por otra parte, el ion Ba2+ reacciona con el ion SO2−4 para dar un

precipitado insoluble de BaSO4. La reacción es:

Ba2+ + SO2−4 → BaSO4

MATERIAL Y REACTIVOS: permanganato potásico, tiosulfatosódico, cloruro de bario, ácido sulfúrico, agua, y gradilla con tubos deensayo.

Figura 1.134: Redox y precipitación

PROCEDIMIENTO: Se preparan las siguientes disoluciones: unadisolución 2 M en Na2S2O3, una disolución 2 M en BaCl2 , y una terceradisolución, que será simultáneamente 2 M en ácido sulfúrico y 0,0025 Men KMnO4 , y que denominaremos disolución D. En tres tubos de ensayose disponen las siguientes cantidades:

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Tubo A: cuatro volúmenes de disolución de tiosulfato sódico.

Tubo B: un volumen de disolución de tiosulfato sódico y tres volú-menes de disolución de cloruro de bario.

Tubo C: cuatro volúmenes de disolución de cloruro de bario.

Al añadir a cada uno de los tubos unas gotas de disolución D, observa-remos lo siguiente:

Tubo A: el color violeta del permanganato desaparece, a la vez queel líquido se vuelve opalescente, debido a la formación de azufrecoloidal.

Tubo B: el color violeta del permanganato desaparece, mientrasque se forma un precipitado blanco de sulfato de bario (mezcladotambién con una pequeña cantidad de azufre coloidal).

Tubo C: se forma un precipitado blanco de sulfato de bario, cuyocolor resulta enmascarado por el color violeta de la disolución depermanganato que, en este caso, no reacciona.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Redox%20y%20precipitaci%C3%B3n.mp4


1.78. 4 EN 1.

OBJETIVO: Comprobar cómo una sustancia (carbonato de sodio),debido a su carácter básico en disolución acuosa puede, utilizando el reac-tivo adecuado, dar lugar a reacciones químicas de cuatro tipos diferentes:ácido-base, oxidación-reducción, formación de complejos y formación deprecipitados.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El ion carbonato, procedente delcarbonato sódico, experimenta en disolución acuosa el siguiente procesode hidrólisis:

CO2−3 +H2O → HCO−

3 +OH−

Podemos ver, así, que la disolución de carbonato sódico presentará uncarácter básico. Dicho carácter podrá ser puesto de manifiesto mediantela utilización de un indicador. En nuestro caso, hemos utilizado el ex-tracto de col lombarda. El pH alcalino de la disolución de carbonato desodio da lugar a que el indicador tome un color verde, como puede verseen la siguiente imagen.

Figura 1.135: La disolución de carbonato sódico es alcalina

Un segundo experimento está basado en que, en medio básico, el iodomolecular experimenta el siguiente proceso redox:

I2 + 2 e− → 2 I−

2H2O+ I2 − 2 e− → 2 IO− + 4H+

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Es decir, el iodo experimenta simultáneamente dos procesos: uno, de oxi-dación, da lugar al ion hipoiodito, IO−, mientras que el otro, de reducción,produce I−. La reacción global es la siguiente:

I2 + 2OH− → I− + IO− +H2O

Utilizando una disolución de iodo (obtenida a partir del productocomercial Betadine) de, aproximadamente, el 0,5 %, veremos que, alañadir carbonato de sodio, dicha disolución se decolora, lo que se explicapor la desaparición del I2 al producirse la reacción redox antes indicada.

La presencia o ausencia de iodo molecular puede ponerse de manifiestotomando dos tubos de ensayo, conteniendo cada uno disolución diluidade iodo. A uno de ellos se le añade carbonato de sodio y, a ambos, sele añade una disolución de almidón al 1 %. El tubo al que no se hayaañadido carbonato de sodio tomará un color azul intenso, mientras queel otro, permanecerá incoloro.

Figura 1.136: Disolución de iodo sin(i) y con (d) carbonato sódico

El carbonato sódico, al proveer un medio básico, produce la precipi-tación de hidróxido férrico a partir de una disolución de acetato férrico,según:

Fe3+ + 3OH− → Fe(OH)3 ↓

.En un primer momento, se produce la reacción entre el carbonatosódico y el exceso de ácido acético de la disolución que contiene el ace-tato férrico, lo cual se manifiesta en la aparición de espuma, debida aldióxido de carbono formado. Posteriormente, se forma el precipitado de

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hidróxido férrico, de aspecto gelatinoso y color pardo. Este puede verseen la siguiente imagen:

Figura 1.137: Precipitado de hidróxido férrico

Por último, la adición de carbonato de sodio a una disolución di-luida de sulfato de cobre pentahidratado produce, en un primer mo-mento, la formación de un precipitado de carbonato básico de cobre,Cu(OH)2 · CuCO3, de color azul turquesa. La adición de un exceso decarbonato sódico produce la redisolución de aquel, dando lugar, aparen-temente a la formación de un complejo de fórmula [Cun(OH)2n−2]

2+, decolor azul más intenso que el precipitado de carbonato básico de cobre.

Figura 1.138: Redisolución del precipitado

MATERIAL: Vasos de precipitados, tubos de ensayo, agua, solu-

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ción de acetato férrico (obtenido previamente al hacer reaccionar vinagrede limpieza con lana de acero), disolución diluida de iodo, obtenida aldiluir en agua un pequeño volumen de povidona iodada (nombre comer-cial, Betadine), extracto de col lombarda, almidón , y sulfato de cobrepentahidratado.

PROCEDIMIENTO: En cinco tubos de ensayo se colocan: diso-lución diluida de iodo ( en los dos primeros), extracto de col lombarda,disolución conteniendoFe3+, y disolución diluida de sulfato de cobre, res-pectivamente. Se vierte una pequeña cantidad de carbonato de sodiosólido en cada tubo (salvo en uno de los que contienen solución iodada)y se observa el resultadeo en cada caso. Por último, a los dos tubos quecontenían disolución iodada se les añade unos mililitros de disolución dealmidón, observándose que, sólo el contenido del tubo al que no se ha adi-cionado carbonato de sodio adquiere un color azul intenso, característicodel complejo formado por el I−3 y el almidón.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/4%20en%201.mp4


1.79. 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:

MnO −

4 + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O Reducción

H2O2 − 2e− → O2 + 2H+ Oxidación

que dan como resultado la reacción global:

2MnO −

4 + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O

Figura 1.139: 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

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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.

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


1.80. 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.

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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 1.140: 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)

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


1.81. 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 1.141: 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

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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 1.142: Pila de Volta con un limón

(a) (b)

Figura 1.143: 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

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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.

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


1.82. 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.

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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 1.144: 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

213


Figura 1.145: 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 1.146: Aspecto del clavo curvado transcurridas dos horas

214

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Corrosi%C3%B3n%20electroqu%C3%ADmica%20Galvanic%20corrosion.mp4


1.83. 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 1.147: 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

215


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 1.148: 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

216


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 1.149: Ánodo y cátodo en la electrolisis del sulfato de cobre

217

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Electrolisis%20del%20sulfato%20de%20cobre.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Electrolisis%20del%20KI.mp4


1.84. Electrolisis en colores.

OBJETIVO: Poner de manifiesto mediante un indicador ácido-base,que en la electrolisis del agua, el electrodo positivo (ánodo) queda rodea-do por un medio ácido, mientras que el electrodo negativo, o ánodo, seencuentra en un medio básico

FUNDAMENTO TEÓRICO: La electrolisis del agua viene repre-sentada por los siguientes procesos:

Anodo (oxidacion) : 2 H2O – 4e− →O2 + 4H+

Catodo (reduccion) : 2 H2O+ 2 e− →H2 + 2OH−

Como vemos de las anteriores semirreacciones, el ánodo se encuentraen un medio ácido, mientras que el cátodo lo está en un medio básico.La presencia de un indicador ácido-base, en nuestro caso, el extractoobtenido de la col lombarda produciría que cada electrodo se rodee deuna zona coloreada, de distinto color para cada electrodo. La que seencuentra alrededor del ánodo quedará coloreada con un tono rosa/rojo,mientras que la que rodea al cátodo adquirirá una tonalidad verde. En lasiguiente imagen podemos ver el color tomado por el indicador en medioácido (i), neutro (c) y básico (d). como elemento de comparación

Figura 1.150: Coloración del indicador en distintos medios

Normalmente, la electrolisis del agua incluiría la adición a ésta deunas gotas de ácido sulfúrico, pero, para no enmascarar la coloración delindicador, hemos utilizado agua destilada con una cantidad muy pequeñade cloruro sódico para aumentar su conductividad.

218


MATERIALES: fuente de alimentación (o varias pilas asociadaspara suministrar un voltaje aproximado de 9 V), cables de conexión,electrodos de carbón, cápsula de Petri, indicador de col lombarda, clorurosódico, y agua destilada.

PROCEDIMIENTO: En una cápsula de Petri se coloca un volu-men de agua destilada, a la que hemos añadido unos pocos cristales decloruro sódico. Se añaden unos mililitros de extracto de col lombarda yse introducen los electrodos, conectando cada uno de ellos a un borne dela fuente de alimentación. Se conecta la fuente y se observa la evolucióndel color en cada electrodo. Como se ha indicado anteriormente, el ánodo

Figura 1.151: Evolución de la electrolisis

quedará rodeado de una tonalidad rosácea, lo que indica un medio áci-do, mientras que el cátodo lo hará de una tonalidad verdosa, siendo estoindicio de un medio básico.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Electrolisis%20en%20colores.mp4


1.85. Migración de iones por acción de uncampo eléctrico.

OBJETIVO: Observar la acción de la corriente eléctrica sobre lamezcla de dos disoluciones de sales coloreadas: sulfato de cobre (II) ydicromato de potasio.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una disolución que contiene ionesy en la que se introducen dos electrodos, cargados respectivamente deforma positiva y negativa, la lugar a un fenómeno de migración de losiones: por una parte, aquellos que poseen carga negativa (denominadosaniones), son atraídos por el electrodo positivo (ánodo), mientras quelos iones positivos, o cationes, son atraídos por el electrodo negativo(cátodo). Si los iones presentan coloración, como sucede con los ionesdicromato, de color amarillo-naranja y cobre (II), de color azul, con eltranscurso del tiempo, la mezcla inicial, de un color marrón claro, da lugara una separación de colores, de forma que la zona más cercana al ánodotoma el color anaranjado característico del ion Cr2O

2–7 , mientras que en

la zona más próxima al cátodo, aparece una coloración azul, debida alCu2+, tal y como puede verse en la siguiente imagen:

Figura 1.152: Migración de iones (1)

MATERIALES: fuente de alimentación de cc, placa calefactora,cápsula de Petri, tubo en U, electrodos de nicrom, cables de conexión,vasos de precipitados, cuentagotas, tapones, varilla con soporte, nuez ypinza, agua, agar agar, sulfato de cobre (II), sulfato de sodio y dicromatode potasio.

PROCEDIMIENTO: Vamos a realizar este experimento de dosmaneras diferentes. En la primera, preparamos una disolución de sulfato

220


de sodio (que actuará como electrolito) en agua, calentamos sin llegara ebullición y añadimos una pequeña cantidad de agar agar, agitandohasta que este se disuelva. Vertemos sobre una cápsula Petri (dejandoun hueco en su centro) y esperamos que se forme el gel. Preparamos,por otra parte, dos disoluciones de sulfato de cobre (II) y de dicromatopotásico, respectivamente. Con un cuentagotas, tomamos una pequeñacantidad de cada disolución y la vertemos en el hueco creado en la cáp-sula. Introducimos en el gel dos electrodos de nicrom y unimos cada unode ellos a uno de los bornes de la fuente de alimentación. Conectamosésta y observamos la migración de los iones que se produce con el pasodel tiempo.

]

Figura 1.153: Migración de iones (2)

Un segundo procedimiento viene representado por la imagen anterior.Se prepara de forma similar al procedimiento anterior un gel de agar agar,conteniendo en esta ocasión las dos disoluciones de sulfato de cobre (II) ydicromato de potasio, junto a una pequeña cantidad de disolución 1 M deácido sulfúrico, que actuará como electrolito. Se vierte el gel en un tubo enU y, cuando solidifique se vierte sobre cada una de las ramas un pequeñovolumen de disolución 0,1 M de ácido sulfúrico. Se tapa cada uno de losextremos del tubo con un tapón atravesado por un hilo de nicrom, queactuará como electrodo. Se une cada uno de ellos a uno de los bornes dela fuente de alimentación y se conecta ésta. Con el transcurso del tiempo,se verá que la disolución en la que se encuentra sumergido el ánodo tomauna color amarillento, debido a la presencia del ion dicromato. Por otraparte, en la disolución correspondiente al cátodo, en lugar de tomar uncolor uniforme, en este caso azulado, tal y como sucedía en el caso delcolor amarillento de la disolución en que se encuentra el ánodo, aparece unanillo de color azul, que puede ser debido a la formación de un precipitado

221


de Cu(OH)2, al no ser el medio lo suficientemente ácido y producirse lareducción del agua para liberar iones OH– que, con el ion Cu2+ danlugar a la formación de dicho precipitado. No obstante esto, queda demanifiesto la separación de los iones: el Cu2+ en la zona del cátodo y elCr2O

2–7 en la del ánodo.

222

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Migraci%C3%B3n%20iones%20(I).mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Migraci%C3%B3n%20iones%20(II).mp4


1.86. 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

223


se denomina Regla de la mano izquierda. La aplicación de dicha reglapermite justificar el sentido de giro en cada caso.

Figura 1.154: 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 1.155: 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

224


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 1.156: 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).

225

http://jpcampillo.es/onewebmedia/Movimiento%20de%20iones%20bajo%20un%20campo%20magn%C3%A9tico.mp4


1.87. 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.

226


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 1.157: 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)

227


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.

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1.88. 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 1.158: 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

229


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 1.159: Captura de imágenes de propanal (i) y propanona (d)

Figura 1.160: 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).

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Isomer%C3%ADa%20en%20Qu%C3%ADmica%20Org%C3%A1nica.mp4


1.89. 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 1.161: 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.

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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 1.162: 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

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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 1.163: 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.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Polarizaci%C3%B3n%20y%20actividad%20%C3%B3ptica.mp4


1.90. Birrefringencia.

OBJETIVO: Observar el fenómeno de de birrefringencia, consisten-te en la propiedad de determinados cristales de poseer dos índices derefracción diferentes en direcciones perpendiculares.

FUNDAMENTO TEÓRICO: En los materiales que presentan bi-rrefringencia, un rayo luminoso se divide en dos, uno de ellos llamado rayoordinario, cuya dirección es independiente de la orientación del cristal,mientras que el otro, llamado rayo extraordinario,depende de cuál seala dicha orientación. Los dos rayos están polarizados en direcciones per-pendiculares, lo que se puede poner de manifiesto observando la imagenobtenida al superponer un cristal de uno de estos materiales sobre unadeterminada imagen a través de una lente polarizada y haciendo girarésta. Podemos notar que al hacer girar un cristal de una sustancia quepresenta esta propiedad (en nuestro experimento, la calcita) sobre unalínea recta trazada sobre una hoja de papel, veremos una línea que seencuentra siempre en la misma posición, mientras que otra, paralela a laanterior, aparece y desaparece.

Figura 1.164: Birrefringencia

MATERIALES: Cristal de calcita y lente polarizada.

PROCEDIMIENTO: Sobre un papel trazamos una línea recta. Co-locamos sobre ella el cristal de calcita y lo hacemos girar. Podremos veruna sola línea que se convierte en dos líneas paralelas a medida que va-mos girando el cristal. Por otra parte, si trazamos una x sobre el papely, tras colocar el cristal de calcita sobre aquella, miramos a través deuna lente polarizada, veremos dos x para una determinada posición dela lente. Al girar esta, una de las x desaparece, mientras que cuando la

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lente se gira 90º respecto a esta última posición, desaparace una de las x

para aparecer la otra, tal como podemos ver en la siguiente imagen:

Figura 1.165: Imágenes con luz polarizada

Sobre la imagen se han trazado unas líneas que sirven de guía paraobservar la posición de cada una de las x.

235

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


1.91. Oxidación de la glucosa.

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

FUNDAMENTO TEÓRICO: La glucosa puede ser oxidada a áci-do glucónico por el azul de metileno en medio básico. Éste último actúatambién como indicador redox. Las semirreacciones de oxidación y dereducción 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

Figura 1.166: 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

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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 sódi-co y 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.

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


1.92. 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 1.167: Variación del color de la disolución con el tiempo

Una vez llegados a esta fase, podemos 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. Estoes debido a que con la agitación se incorpora oxígeno a la disolución, conlo que la forma reducida del colorante se oxida, volviendo 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.

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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.

239

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


1.93. 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 1.168: 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

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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.

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


1.94. Oxidación del luminol.

OBJETIVO: Observar la reacción de oxidación del luminol, nom-bre con el que se conoce la 3-aminoftalhidracida, mediante el peróxidode hidrógeno en medio básico y en presencia de Fe3+, da lugar a unareacción quimioluminiscente, es decir que la energía desprendida en estareacción se emite en forma de luz (y no de calor como en la mayoría delas reacciones), sin que se produzca un incremento de temperatura.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Una disolución acuosa de luminolen medio básico con un oxidante, como el peróxido de hidrógeno, seoxida a ion aminoftalato que se produce en un estado excitado, es decirde mayor energía, el cual se desactiva emitiendo luz azul produciéndosela luminiscencia. Dicha reacción puede verse a continuación:

Una aplicación de esta oxidación del luminol es utilizada por la po-licía científica para descubrir manchas de sangre en el escenario de uncrimen. Para este caso, la oxidación del luminol se realiza con peróxidode hidrógeno y es catalizada por la hemoglobina de la sangre.

MATERIAL Y REACTIVOS: Probetas, vasos de precipitados,tubos de ensayo hidróxido de sodio, luminol, ferricianuro potásico, fluo-resceína y agua destilada.

PROCEDIMIENTO: En un vaso de precipitados se prepara unadisolución que contiene 1 g de K3[Fe(CN)6]en 250 mL de agua . En otrovaso de precipitados se disuelven en 250 mL de agua destilada 0,1 g deluminol y 1g de hidróxido de sodio. Se vierte un pequeño volumen dela disolución de luminol y NaOH en dos tubos de ensayo, añadiendo a

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uno de ellos unas gotas de disolución muy diluida de fluoresceína. Porúltimo, añadimos a ambos tubos unos unos mililitros de la disolución deferricianuro potásico junto a unas gotas de H2O2 al 30 %. El peróxido dehidrógeno oxida al luminol produciéndose un estado excitado de éste que,al pasar al estado normal, produce la emisión de radiación en forma deuna luz azulada. La adición de fluoresceína a uno de los tubos produceuna luminosidad verdosa, de mayor intensidad que la de color azul delluminol.

Figura 1.169: Luminosidad del luminol y de la mezcla con fluoresceína.

Otro tipo de reacción quimioluminiscente es la que se produce enlas denominadas barritas luminosas (glowsticks). Estas barritas, hechasde 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 mezclándosetodos los componentes. Se oxida el feniloxalato, desprendiéndose energía,que es captada por las moléculas del colorante, excitándose 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 1.170: Quimioluminiscencia

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

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

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


1.95. Una reacción oscilante con luminol.

OBJETIVO: Observar una reacción en la cual, la presencia de lu-minol da lugar una reacción oscilante en la que, con cierta regularidad,se producen destellos luminosos.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El luminol, una sustancia que, co-mo hemos visto anteriormente, presenta el fenómeno de la quimiolumi-niscencia, interacciona con el sistema H2O2-KSCN-CuSO4-NaOH, produ-ciendo una reacción oscilante en que la quimioluminiscencia se pone demanifiesto de forma discontinua. Por la alternancia entre luz y oscuridad,este experimento es conocido como" el faro químico". El mecanismo deesta reacción es muy complejo, por lo que su descripción está fuera delalcance (y los objetivos) del presente texto.

Figura 1.171: El faro químico

MATERIAL: Vasos de precipitados, balanza, agitador magnético,placa calefactora, termómetro, luminol, KSCN, H2O2 30 %, CuSO4 · 5H2Oy NaOH

PROCEDIMIENTO: En un matraz que contiene 1 L de agua des-tilada, disolvemos, agitando, las siguientes cantidades de reactivos:

37 mg de CuSO4 · 5H2O

3,6 g de KSCN

1 g NaOH

0,2 g de luminol

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unos cristales de fluoresceína. (esta última hace que los destellosproducidos por el luminol, de color azul, tomen una tonalidad ver-dosa, siendo mayor la luminosidad de aquellos.)

Calentamos la disolución a unos 45-50º C y,mientras agitamos, añadimos30 mL de H2O2del 30 % . Tras un periodo de iniciación, observaremosla aparición de destellos de color verdoso que,en nuestro experimento, sehan producido durante un intervalo de unos nueve minutos, aproximada-mente.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Un%20faro%20qu%C3%ADmico.mp4


1.96. 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 1.172: Evolución del color de la disolución

MATERIAL: Termómetro, vasos de precipitados, tartrato sódico

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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.

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


1.97. Deshidratación del etanol.

OBJETIVO: Observar el fenómeno de la deshidratación del etanolpor medio de dos procedimientos diferentes

FUNDAMENTO TEÓRICO: La deshidratación del etanol puederealizarse haciendo pasar los vapores de éste por un bloque de piedraporosa (por ejemplo, piedra pómez) calentado a alta temperatura. Eletanol pierde una molécula de agua, produciéndose eteno (etileno). Unsegundo procedimiento puede consistir en el calentamiento del etanol conácido sulfúrico, a una temperatura de unos 180º C. En cualquiera de loscasos, la reacción es la siguiente:

CH3 − CH2OH → CH2 = CH2 +H2O

La formación de etileno (un compuesto con un doble enlace puedeser puesta de manifiesto por la reacción de éste con agua de bromo ocon disolución de permanganato potásico. En el primer caso, el etilenoadiciona bromo para dar 1,2-dibromoetano, según la reacción:

CH2 = CH2 + Br2 → CH2Br− CH2Br

Lo. que provoca una decoloración del agua de bromo. La reacción conpermanganato de potasio en medio ácido es la siguiente:

3C2H4 + 2KMnO4 +H2SO4 + 2H2O → 2MnO2 +K2O+ 3C2H6O2 +K2SO4

Se observa la decoloración de la disolución de KMnO4 y la formación deun precipitado de MnO2 Podemos también comprobar que el gas obtenido

Figura 1.173: Reacciones con agua de bromo y KMnO4

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es combustible, siendo la reacción de combustión:

C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O

Figura 1.174: Combustión del etileno

MATERIAL: placa calefactora, mechero Bunsen ( en nuestro caso,soplete de cocina), tubos de ensayo, lana de roca, tapones de goma hora-dados, tubos de goma o silicona, piedra pómez, etanol, cubeta con aguajabonosa, bromuro de potasio, ácido clorhídrico, lejía de uso doméstico,permanganato de potasio, ácido sulfúrico,

PROCEDIMIENTO:

1. En un primer procedimiento, introducimos en un tubo de ensayoun trozo de lana de roca, que se impregna en etanol. A continua-ción, introducimos en la parte media del tubo un pedazo de piedrapómez. Cerramos el tubo con un tapón al que está unido un tubode goma o silicona. Al calentar el extremo inferior y la parte cen-tral del tubo se produce la evaporación y posterior deshidratacióndel etanol. El etileno obtenido se hace burbujear en agua jabonosay se hacen arder algunas de las burbujas desprendidas. A conti-nuación, se somete el producto a los ensayos de agua de bromo ypermanganato potásico.

2. Otra forma de realizar la deshidratación es introducir el etanol enun matraz erlenmeyer junto con ácido sulfúrico y, tras tapar conun tapón que lleva acoplado un tubo de silicona, se calienta, yel producto obtenido se somete a los mismos ensayos que en elapartado 1.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Deshidrataci%C3%B3n_etanol.mp4

http://jpcampillo.es/onewebmedia/deshidrataci%C3%B3n%20etanol%20(II).mp4


1.98. 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 dele hidróxido sódico, produciéndose la reac-ción:

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 1.175: 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

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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 1.176: 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.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20acetileno-cloro%20Chlorine-acetylene%20reaction.mp4


1.99. 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,

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apreciar la formación de un precipitado de color marrón de dióxido demanganeso.

Figura 1.177: 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 1.178: Reducción del MnO2

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20acetileno-permanganato.mp4


1.100. 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 1.179: Reacción de Fehling

Un azúcar reductor se caracteriza por tener un grupo carbonilo (-CHO) en el extremo de la molécula, es decir posee un grupo aldehido. Portanto, este tipo de sustancias darán reacción positiva con el reactivo deFehling. Un ejemplo de este tipo de azúcares reductores es la glucosa. Porel contrario, la sacarosa no posee ningún grupo carbonilo en el extremode la molécula, por lo que dará un resultado negativo con la reacción deFehling.

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).

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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 1.180: 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 1.181: 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

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consumirse el agua oxigenada, tal y como puede observarse en la siguientesecuencia de imágenes.

Figura 1.182: Oxidación del Cu+a Cu2+

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Reacci%C3%B3n%20de%20Fehling%20Fehling's%20solution.mp4


1.101. El ensayo de Tollens.

OBJETIVO: Observar el poder reductor de determinados azúcaresque, con el reactivo de Tollens, dan lugar a la formación de un precipitadode plata metálica que se deposita sobre la superficie de un tubo de ensayo(espejo de plata).

Figura 1.183: El espejo de plata

FUNDAMENTO TEÓRICO: El reactivo de Tollens es una di-solución acuosa del complejo tetraaminplata. Su formación puede serrepresentada por las siguientes ecuaciones en forma iónica:

Ag+ +OH− → AgOH (s)

AgOH + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ +OH−

.Al igual que la reacción de Fehling, la prueba de Tollens es caracte-

rística de los aldehidos (las cetonas dan negativo en la prueba), y puedeser representada de la siguiente forma:

R− CHO+ 2 [Ag(NH3)2]+ + 2OH− → 2Ag (s) + R− COOH+ 4NH3 +H2O

Como puede verse, el ion Ag+ es reducido a plata metálica, mientrasque el aldehido es oxidado a ácido carboxílico.

Un azúcar reductor se caracteriza por tener un grupo carbonilo (-CHO) en el extremo de la molécula, es decir posee un grupo aldehido.Por tanto, este tipo de sustancias darán reacción positiva con el reactivode Tollens. Un ejemplo de este tipo de azúcares reductores es la glucosa.

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MATERIALES: Agua destilada, glucosa, disoluciones de nitratode plata al 5 %, hidróxido de sodio al 5 % y amoniaco 2 M, vaso deprecipitados, tubos de ensayo, placa calefactora (o mechero Bunsen).

PROCEDIMIENTO: En un tubo de ensayo se vierte un pequeñovolumen de la disolución de nitrato de plata al 5 % (aproximadamenteunos 3 mL) y se añada gota a gota disolución de NaOH hasta la formacióndel precipitado de hidróxido de plata. A continuación, se añade disoluciónde amoniaco 2 M, también gota a gota, hasta la disolución del precipitado,quedando así preparado el reactivo de Tollens. Se añade a continuación unvolumen semejante de la disolución de glucosa y se introduce el tubo enun baño María. Al cabo de un tiempo (aproximadamente, dos minutos,comenzaremos a ver la formación de un precipitado de plata metálicasobre la superficie interior del tubo de ensayo.

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


1.102. Ensayos de reconocimiento de proteí-nas.

OBJETIVO: Realizar dos reacciones de reconocimiento de proteí-nas, como son la reacción del biuret y la reacción xantoproteica

FUNDAMENTO TEÓRICO: Las proteínas se caracterizan porposeer enlaces peptídicos, es decir, enlaces entre el grupo amino de unaminoácido y el grupo carboxilo de otro, según el siguiente ejemplo:

Figura 1.184: Formación del enlace peptídico

Para realizar este ensayo, a una muestra de la proteína se añade unadisolución de NaOH y unas gotas de disolución de CuSO4. La reacciónpositiva supone la formación un complejo de color violeta de las proteínascon el ion Cu2+

Figura 1.185: Complejo con Cu2+

La reacción del biuret no se produce en aminoácidos aislados, puesen dichas sustancias no existen enlaces peptídicos.

La reacción xantoproteica es característica de las proteínas que po-seen algún anillo aromático, como puede ser el caso de la tirosina. Al

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reaccionar con ácido nítrico se obtiene un nitroderivado de color ama-rillo. La adición de una disolución concentrada de NaOH da lugar a la

Figura 1.186: Reacción xantoproteica

formación de un anillo de color naranja oscuro.

MATERIALES: tubos de ensayo, calefactor, vasos de precipitados,sulfato de cobre pentahidratado, ácido nítrico concentrado, albúmina(clara de huevo), leche, gelatina, disoluciones de NaOH del 40 % y del20 %, respectivamente,

PROCEDIMIENTO: Para realizar el ensayo del biuret se ponenen sendos tubos de ensayo un volumen de unos 3 mL de albúmina dehuevo, leche y disolución de gelatina, respectivamente. A cada tubo seañaden unos 2 mL de disolución de NaOH al 20 %. Tras ello, se añadena cada tubo unas gotas de disolución de CuSO4 al 1 %. Se observa en lostres tubos la aparición de una coloración violeta, más o menos intensadependiendo de la concentración de proteína en cada uno, lo que indicaun resultado positivo del ensayo.

Figura 1.187: Prueba del biuret

En la imagen anterior, el tubo de la derecha contiene albúmina dehuevo, el del centro leche, y el de la derecha, disolución de gelatina.

En el caso de la reacción xantoproteica, se utilizan tres tubos deensayo, que contienen ovoalbúmina , leche, y disolución de gelatina, res-pectivamente. Sobre un volumen de unos 3 mL de cada una de estas

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sustancias, vertemos unos 2 mL de HNO3 concentrado, tras lo cual po-nemos los tubos al baño María unos dos minutos. En los dos primerostubos (los que contienen ovoalbúmina y leche, respectivamente) se obser-va la formación de una sustancia de color amarillo, que corresponde alderivado nitrado de la cada proteína (albúmina para la clara de huevo, ycaseína para la leche). En el caso de la gelatina, esta sustancia amarillano se forma, lo que indica la inexistencia en ella de proteínas conteniendoanillos aromáticos. Por último, añadimos gota a gota a cada tubo unadisolución de NaOH del 40 %, observándose donde caen las gotas, la apa-rición de una coloración rojiza, lo cual sólo tiene lugar en los dos primerostubos.

Figura 1.188: Reacción xantoproteica

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

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


1.103. Hidrólisis de la sacarosa.

OBJETIVO: Comprobar que la sacarosa puede descomponerse enazúcares más sencillos mediante la hidrólisis de una disolución de aquella,catalizada por ácido sulfúrico.

FUNDAMENTO TEÓRICO: En química orgánica, la hidrólisises un proceso, generalmente catalizado por un ácido, base o un cataliza-dor biológico (enzima), en el cual el agua puede producir la ruptura deun enlace en una molécula, dando lugar a la formación de dos moléculascaracterizadas por tener grupos funcionales que proceden de los átomosque forman la molécula de agua.

La sacarosa es un disacárido de fórmula C12H22O11, formado por launión de dos monosacáridos, glucosa y fructosa, que no posee carácterreductor, por lo que dará negativo en el ensayo de Fehling, descrito enun apartado anterior. Sin embargo, al ser hidrolizada en medio ácido, lasacarosa se descompone en los monosacáridos antes mencionados, segúnla siguiente reacción: Comoquiera que, tanto la glucosa como la fructosa

Figura 1.189: Hidrólisis de la sacarosa

tienen carácter reductor, al aplicar el ensayo de Fehling a la muestrade sacarosa hidrolizada, dicho ensayo resultará positivo, obteniéndose elprecipitado de Cu2O de color rojo ladrillo que caracteriza dicho resultado.

MATERIALES: Tubos de ensayo, vaso de precipitados, placa ca-lefactora, agua, ácido sulfúrico, reactivo de Fehling A y B (obtenidos,según se ha descrito con los reactivos tartrato sódico potásico, hidróxidosódico y sulfato de cobre pentahidratado), bicarbonato sódico, glucosa,y sacarosa.

PROCEDIMIENTO: En tres tubos de ensayo se prepara una di-solución de glucosa (tubo 1), una disolución de sacarosa (tubo 2) y una

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segunda disolución de sacarosa, a la que se han añadido unas gotas deácido sulfúrico concentrado (tubo 3).

Figura 1.190: Prueba de Fehling

Se calientan al baño María du-rante tres minutos, aproximada-mente, los tres tubos. Transcurridoese tiempo, se neutraliza con bicar-bonato sódico el exceso de ácido dela disolución que contenía sacaro-sa y ácido sulfúrico, y se realiza elensayo de Fehling a cada una delas disoluciones, observándose enel primero y en el último de lostubos la formación del precipitadode óxido de cobre (I), característi-ca del resultado positivo de dichoensayo.

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Hidr%C3%B3lisis%20sacarosa.mp4


1.104. Hidrólisis del almidón.

OBJETIVO: Observar la descomposición de un polisacárido (almi-dón) en sus unidades estructurales (moléculas de glucosa) por acción deun proceso de hidrólisis ácida.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El almidón es una mezcla de dospolisacáridos: la amilosa y la amilopectina, siendo la glucosa la sustanciaque constituye la base de dichos polímeros. Cuando el almidón es tratadocon una disolución de I2/I− (ensayo del lugol), adquiere un color azulintenso,mientras que al ser sometido al ensayo de Fehling, se obtiene unresultado negativo.

El almidón experimenta un proceso de hidrólisis en medio ácido.Cuando la hidrólisis se haya producido completamente, obtenemos mo-léculas de glucosa. La prueba de Fehling será, en este caso, positiva,mientras que la del lugol resultará negativa. En la imagen de la izquierda

Figura 1.191: Pruebas del lugol y de Fehling

se puede apreciar el resultado de la prueba del lugol en el instante inicial(d), transcurridos 10 minutos (c), y al cabo de 25 minutos. (i). En esteúltimo caso, la prueba del lugol, resulta negativa, lo que demuestra quela hidrólisis del almidón se ha producido de forma completa. Simultánea-mente, y en la imagen de la derecha, pueden apreciarse los resultados delensayo de Fehling apara los mismos tiempos que el ensayo del lugol. Lareacción en el instante inicial dará resultado negativo (tubo situado a laderecha), mientras que para tiempos de 10 y de 25 minutos (centro, eizquierda), la hidrólisis se ha realizado ya de forma apreciable, como lodemuestra la formación del precipitado rojizo de Cu2O.

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MATERIALES: vasos de precipitados, tubos de ensayo, placa ca-lefactora, agua, almidón, reactivos de Fehling A y B, ácido sulfúrico ybicarbonato de sodio.

PROCEDIMIENTO: Se prepara una disolución al 2 % de almidónen agua (aunque, en realidad, se trata de una suspensión). En dos tubosde ensayo, el primero conteniendo unos mL de esta disolución, y el se-gundo, un volumen equivalente de agua se añaden unas gotas de lugol,observándose la aparición de un color azul muy oscuro en el primer tubo,y un color marrón-rojizo en el tubo que contiene agua. A continuación,se efectúan los ensayos del lugol y de Fehling en dos tubos, rotuladoscon el número 0, que contienen muestras de la disolución de almidón,observándose resultado positivo y negativo, respectivamente.

A continuación a cuatro tubos conteniendo disolución de almidón, yque están rotulados con el número 10, dos de ellos, y el 25, los otrosdos, se les añaden unas gotas de ácido sulfúrico concentrado y se intro-ducen en un baño María, dos de ellos durante 10 minutos, y los otrosdos durante 25. Transcurridos dichos tiempos, se neutraliza el exceso deácido en los tubos con bicarbonato sódico y se somete uno de los tubosal ensayo de Fehling, y el otro al del lugol. Observaremos que la hidrólisisse ha producido parcialmente para un tiempo de 10 minutos, como lodemuestra el resultado positivo de ambas pruebas. Para un tiempo de 25minutos, el resultado será negativo para la prueba del lugol, y positivopara la de Fehling, lo que demuestra la hidrólisis completa del almidón.

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1.105. Prueba del iodoformo.

OBJETIVO: Realizar una prueba que nos permite distinguir com-puestos que posean el grupo CH3 − CO−, característico de las metilce-tonas de otros donde no aparezca aquel.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La prueba del iodoformo es unareacción utilizada para la identificación de metilcetonas, CH3-CO-R, don-de R es un radical, aunque esta prueba puede también dar positiva paraalcoholes secundarios del tipo CH3-CHOH-R. El etanol, aunque es unalcohol primario, da positivo en esta prueba, por experimentar una oxi-dación a acetaldehido (etanal), de fórmula CH3-CHO. De lo anterior, sepuede deducir que darán positivo en esta prueba los compuestos de fór-mula CH3-CO-R, siendo R un radical o un átomo de hidrógeno. Aunqueel mecanismo de la reacción es complejo, esquemáticamente se podríarepresentar dicha reacción de la siguiente forma:

CH3 − CO− ROH−

−→I2

R− COO−+CHI3

El resultado positivo de la prueba implica la aparición de un precipitadoamarillento de triioduro de metilo (iodoformo), como el que puede verseen la siguiente imagen.

Figura 1.192: Precipitado de iodoformo

MATERIAL: vasos de precipitados, tubos de ensayo, iodo, iodu-ro de potasio, hidróxido sódico, metanol, etanol, isopropanol y acetona(propanona).

PROCEDIMIENTO: Preparamos una disolución al 5 % de lugoldisolviendo en agua una mezcla de I2 y KI en la proporción 1/2. En cua-

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tro tubos de ensayo se ponen volúmenes semejantes de metanol, etanol,isopropanol y acetona Se añade agua destilada y unas gotas de disoluciónde NaOH al 20 %. Al agitar los tubos se observa una pérdida de la colo-

Figura 1.193: Ensayo del iodoformo

ración rojiza del reactivo de lugol en todos ellos, salvo en el que contienemetanol. Simultáneamente, se produce una turbidez en el líquido (salvo,nuevamente, en el tubo que contiene metanol), turbidez que, con el pasodel tiempo, va dando lugar a la aparición de un precipitado amarillentoy del olor característico del iodoformo.

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1.106. Oxidación de alcoholes mediante per-manganato de potasio.

OBJETIVO: Observar que la oxidación de un alcohol primario y deun alcohol secundario con una misma sustancia oxidante, dan lugar aproductos con diferente grupo funcional.

FUNDAMENTO TEÓRICO: El permanganato de potasio es unagente oxidante fuerte.Al reaccionar con un alcohol primario, lo trans-forma en aldehido pero, debido al elevado carácter oxidante del perman-ganato, la reacción prosigue hasta dar lugar a la oxidación del aldehidoa ácido carboxílico. En el caso de un alcohol secundario, este es oxida-do a cetona, terminando aquí el proceso. Una forma de comprobar estoúltimo es realizar la prueba del lugol a la disolución obtenida, dando po-sitivo en la segunda disolución (cetona) y negativo en la primera (ácidocarboxílico).

Las reacciones de oxidación de un alcohol primario (etanol) y de unosecundario (2-propanol) en medio neutro son, respectivamente:

3CH3CH2OH+ 4KMnO4→3CH3COOK+ 4MnO2 + 4H2O+KOH

2KMnO4 + 3CH3CHOHCH3→2MnO2 + 2KOH+ 3CH3COCH3 + 2H2O

Mientras que en medio ácido, son las siguientes:

5CH3CH2OH+ 4KMnO4 + 6H2SO4 → 5CH3COOH+ 4MnSO4 + 11H2O+ 2K2SO4

5CH3CHOHCH3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5CH3COCH3 + 2MnSO4 + 8H2O+ 2K2SO4

Las reacciones en medio ácido se caracterizan por la aparición de un

Figura 1.194: Oxidación en medio neutro (i) y ácido (d)

precipitado de color marrón oscuro de dióxido de manganeso. Si dichas

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reacciones tienen lugar en medio ácido, se obtienen sales de Mn (II), conlo que la disolución queda prácticamente incolora.

MATERIALES: etanol, isopropanol„ disoluciones de lugol, hidró-xido sódico, ácido sulfúrico y permanganato potásico, papel indicador,agua destilada, tubos de ensayo, vaso de precipitados, placa calefactora,,

PROCEDIMIENTO: en dos tubos de ensayo se pone una peque-ña cantidad de etanol e isopropanol, respectivamente. Se añade a cadauno delos tubos agua destilada, midiendo previamente el pH de ambosalcoholes, que resulta ser ligeramente ácido. Se añade a a cada tubo di-solución diluida de permanganato potásico. Se introducen ambos tubosen un vaso de precipitados con agua y se pone a calentar. Transcurridoun tiempo, se sacan ambos tubos, observándose el diferente aspecto decada uno. Se filtra el contenido del tubo que contenía isopropanol y semide el pH del filtrado, observándose un pH claramente alcalino, comocorresponde a la formación de KOH, Se somete el filtrado a la prueba dellugol, resultando ésta positiva, al apreciarse la formación del iodoformo.Se repite la operación de filtrado con la muestra que contenía etanol y seobserva, como en el caso del isopropanol, la formación del precipitado deMnO2. Al medir el pH del filtrado, observamos un resultado prácticamen-te neutro. La prueba del lugol, realizada al filtrado, resulta negativa, yaque el resultado no es una metilcetona, sino la sal de un ácido carboxílico.

Al realizar la reacción en medio ácido, se obtienen ácido acético (parael etanol) y propanona (para el isopropanol), observándose que en estecaso, no se produce precipitado, al encontrarse el manganeso como Mn(II).

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1.107. 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 1.195: 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

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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.

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1.108. 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 residuos.

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 1.196: 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.

Podemos comprobar la rapidez de la combustión de esta sustanciaal acercarle una llama o un alambre calentado al rojo. En la siguiente

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secuencia de imágenes podemos ver la evolución de la bola de fuego quese produce al acercar un alambre al rojo.

Figura 1.197: Evolución de la bola de fuego

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1.109. 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.

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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 1.198: Polímero

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Elaboraci%C3%B3n%20de%20un%20pol%C3%ADmero.mp4


1.110. Polímeros (II): La síntesis del nylon6,10.

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 1.199: 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

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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.

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1.111. Polímeros (III): La poliacrilamida.

OBJETIVO: Observar algunas propiedades interesantes de la poli-acrilamida, un polímero utilizado en diversos campos, como, por ejemploen bioquímica, para la electroforesis de proteínas, como floculante desólidos en tratamientos de agua, o como acondicionador de suelos enagricultura.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La poliacrilamida es un polímeroobtenido a partir de la propenamida (acrilamida). Las fórmulas de amboscompuestos pueden verse a continuación:

Figura 1.200: Fórmulas de la acrilamida (i) y poliacrilamida (d)

Este polímero tiene la peculiaridad de aumentar su tamaño en granmedida al absorber agua. Asimismo, su masa se incrementa notablemen-te con la citada absorción. El diámetro de una esfera de poliacrilamida(denominadas comercialmente perlas de poliacrilamida) como las utiliza-das en esta práctica puede aumentar del orden de las seis veces veces alabsorber agua, tal y como puede verse en las siguientes imágenes:

Figura 1.201: Diámetros antes y después

Por otra parte, al estar constituida la mayor parte de su volumen

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por agua, una vez se ha introducido durante un largo periodo en ella,la poliacrilamida presenta propiedades ópticas semejantes a las del agua,como su índice de refracción.

MATERIALES: Balanza, calibre, vaso de precipitados, perlas depoliacrilamida, colorante alimentario, agua

PROCEDIMIENTO: Se mide el diámetro de una esfera de poli-acrilamida y se pesa un pequeño número de éstas. A continuación, seintroducen en un vaso de precipitados con agua y, al cabo de unas cuatrohoras, aproximadamente, se sacan del recipiente. Se mide el diámetro deuna de las esferas obtenidas y se pesa el conjunto de todas ellas, compa-rándose con los resultados iniciales.

Podemos apreciar que, si se introduce una de las pequeñas esferas depoliacrilamida en agua coloreada con un colorante alimentario, aquella,al absorber agua, lo hace también con el colorante, tomando una tenuecoloración.

El hecho de que el índice de refracción tras haber absorbido agua seaprácticamente igual al de aquella, nos permite producir el efecto visualque puede apreciarse en las siguientes imágenes:

Figura 1.202: Índice de refracción semejante al del agua

En la fotografía de la izquierda, las esferas hidratadas de poliacrilami-da distorsionan la imagen situada por debajo, dado que el medio en quese refracta la luz no es homogéneo. Al añadir agua hasta cubrir dichasesferas, teniendo en cuenta que el índice de refracción de la poliacrilamidahidratada es muy semejante al del agua, el medio se hace aproximada-mente homogéneo, pudiendo apreciarse, prácticamente sin distorsión laimagen situada por debajo (fotografía de la derecha).

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Por ultimo, dada la forma aproximadamente esférica de las perlas depoliacrilamida hidratadas, podemos utilizar una de ellas como una lenteesférica de agua, tal y como puede verse en la siguiente fotografía:

Figura 1.203: Una lente esférica

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Pol%C3%ADmeros%20III.%20poliacrilamida.mp4


1.112. Polímeros (IV): Un polímero de urea-formaldehído.

OBJETIVO: Realizar la síntesis de un polímero termoestable zapartir de urea y formaldehído.

FUNDAMENTO TEÓRICO: La resina urea-formol es un políme-ro termoestable obtenido mediante una reacción de condensación entrela urea y el formaldehído, en presencia de ácido sulfúrico. La reacciónpuede ser escrita de la forma: Este polímero posee numerosas ramifica-

Figura 1.204: Estructura del polímero urea-formaldehído

ciones, lo que da lugar a una estructura tridimensional estable. Se tratade un plástico estable frente al calor, a diferencia de otros materialestermoplásticos.

MATERIAL: vaso de precipitados, varilla agitadora, urea y disolu-ción de formaldehído al 37 %

PROCEDIMIENTO: Para obtener este polímero disolvemos laurea en formalina (disolución al 37 % de formaldehído). Tras la disolu-ción, añadimos ácido sulfúrico gota a gota, observando cómo la disoluciónse va enturbiando, al formarse un polímero de color blanco.

Figura 1.205: Polímero urea-formaldehído

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1.113. Polímeros (V): Elaboración de un bio-plástico.

OBJETIVO: Elaborar con materiales sencillos un polímero que pre-sente propiedades plásticas.

FUNDAMENTO TEÓRICO: En esta práctica, más que elaborarun polímero, vamos a modificar las propiedades de una sustancia de estetipo como es el almidón, para convertirlo en una sustancia con carac-terísticas de un plástico. Para ello, seguiremos la siguiente secuencia deprocesos:

Preparación de una disolución de almidón de maíz en agua.

Adición de glicerina a esta disolución.

Calentamiento de la disolución.

Adición de HCl 0,1 M a aquella.

Neutralización del exceso de HCl con disolución 0,1 M de NaOH.

El almidón esta formado por dos polímeros: amilosa y amilopecti-na, cuyas fórmulas respectivas son :

Figura 1.206: Componentes del almidón

Para la obtención del bioplástico debemos modificar la estructura

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ramificada de la amilopectina, convirtiéndola en otra más similara la de la amilosa. Esto se realiza mediante la adición de un ácidodiluido. Las propiedades plásticas de la substancia obtenida se de-ben a la glicerina añadida a la disolución de almidón de maíz. Porúltimo, la adición de disolución diluida de NaOH tiene por objetoneutralizar el exceso de ácido.

MATERIAL: vasos de precipitados, cápsulas de Petri, pipeta, placacalefactora, papel indicador de pH, agua destilada, almidón de maíz, gli-cerina, disoluciones 0,1 M de HCl y NaOH (a esta última se han añadidounas gotas de disolución alcohólica de fenolftaleína para poder observarde forma cualitativa si la disolución obtenida presenta un pH ácido obásico),

PROCEDIMIENTO: Pesamos una masa de 5 g de almidón demaíz y le añadimos 40 mL de agua destilada. Introducimos en un bañoMaría y añadimos 6 mL de disolución 0,1 M de HCl y 4 mL de glicerina.Mantenemos la disolución a 100º C durante unos diez minutos agitandode forma continua. Transcurrido este tiempo, añadimos disolución 0,1 Mde NaOH para neutralizar el exceso de ácido, y vertemos en una cápsulaPetri. Idealmente, el contenido de la cápsula debería secarse en una estufa

Figura 1.207: Bioplástico de maíz

a unos 30-35º C pero, al no disponerse de esta, se ha realizado el secadocolocando la cápsula sobre una placa calefactora y sometiéndola a uncalentamiento muy suave durante varias horas

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http://jpcampillo.es/onewebmedia/Biopl%C3%A1stico%20de%20ma%C3%ADz.mp4

Índice de figuras

1.1. Ensayos a la llama . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 81.2. Espectros de H2, N2 y O2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . 91.3. Espectros de He, Ne, Ar, Kr y Xe . . . . . . . . . . . . . 101.4. Espectros de S e I2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101.5. Análisis de los espectros de H2 y Kr . . . . . . . . . . . . 111.6. Principio de Conservación de la Materia . . . . . . . . . 121.7. Casa de la Química, Segovia . . . . . . . . . . . . . . . . 141.8. Formación del cloruro de sodio . . . . . . . . . . . . . . . 151.9. Formación del óxido de magnesio . . . . . . . . . . . . . 171.10. Descomposición del clorato potásico . . . . . . . . . . . . 181.11. Reacción de desplazamiento . . . . . . . . . . . . . . . . 181.12. Formación del carbonato de cobre . . . . . . . . . . . . . 191.13. Dispositivo experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . 221.14. Determinación de la masa molecular del butano . . . . . 241.15. El volumen varía con la presión . . . . . . . . . . . . . . 261.16. Dimensiones del tubo de silicona . . . . . . . . . . . . . . 271.17. Variación del volumen con la presión . . . . . . . . . . . 281.18. Estimación del volumen del matraz . . . . . . . . . . . . 291.19. Incremento de volumen . . . . . . . . . . . . . . . . . . 301.20. ley de Gay-Lussac: dispositivo experimental . . . . . . . 311.21. Materiales para el modelo mecánico de la Teoría Cinética 341.22. Movimiento caótico de las partículas . . . . . . . . . . . 341.23. Fluorescencia emitida por distintos líquidos . . . . . . . . 381.24. Fluorescencia de un escorpión . . . . . . . . . . . . . . . 391.25. Fluorescencia en la calcita . . . . . . . . . . . . . . . . . 391.26. Fluorescencia en fluorita (i) y ópalo (d) . . . . . . . . . . 401.27. Fluorescencia en azúcar y arroz . . . . . . . . . . . . . . 401.28. Fluorescencia en un detergente . . . . . . . . . . . . . . . 411.29. Fluorescencia de un billete . . . . . . . . . . . . . . . . . 41

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1.30. Efecto de la disolución de una sal . . . . . . . . . . . . . 421.31. Disoluciones de distintas sales . . . . . . . . . . . . . . . 431.32. Fluorescencia y fosforescencia . . . . . . . . . . . . . . . 441.33. Agua líquida en equilibrio con su vapor . . . . . . . . . . 461.34. Temperatura y presión de vapor . . . . . . . . . . . . . . 471.35. Presiones de vapor del agua (i) y de la disolución (d), a

52º C . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 491.36. Temperaturas de las disoluciones de glicerina (i) y sal (d)

después de una hora . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 511.37. Temperatura de ebullición de agua (i.) glicerina (c) y sal (d) 531.38. Difusión de un colorante en agua . . . . . . . . . . . . . 541.39. Membrana interior y exterior al cabo de 9 horas . . . . . 551.40. Difusión al cabo de 9 horas . . . . . . . . . . . . . . . . . 551.41. Proceso de ósmosis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 581.42. Medida de la entalpía de vaporización . . . . . . . . . . . 591.43. Temperatura de la mezcla frigorífica a los dos minutos . . 631.44. Variación de la temperatura con el tiempo . . . . . . . . 641.45. Congelación del agua en el tubo de ensayo . . . . . . . . 651.46. Variación de temperatura en la hidrólisis del cloruro amónico 651.47. Materiales utilizados en la práctica . . . . . . . . . . . . 671.48. Ley de Hess . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 721.49. Complejos del Cu2+con Cl− y con H2O . . . . . . . . . . 731.50. Ensayos a la llama de las dos disoluciones de Cu¨2+ . . . 741.51. Conductividad para disoluciones 0,0025 M (i) y 0,05 M (d) 751.52. Disolución de la sacarosa en agua . . . . . . . . . . . . . 761.53. Conductividad frente a concentración . . . . . . . . . . . 781.54. Combustión al añadir agua . . . . . . . . . . . . . . . . . 801.55. Reacción del magnesio con agua fría . . . . . . . . . . . . 821.56. Reacción del Mg con agua fría (i) y caliente (d) . . . . . 831.57. Desprendimiento de hidrógeno . . . . . . . . . . . . . . . 831.58. Reacción Al - I2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 861.59. Vapores de iodo y humos de AlI3 . . . . . . . . . . . . . 861.60. Reacción del zinc y el azufre . . . . . . . . . . . . . . . . 881.61. Residuo de las reacciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . 881.62. Evolución con la temperatura . . . . . . . . . . . . . . . 891.63. Propagación de la llama . . . . . . . . . . . . . . . . . . 901.64. Cobre obtenido de la reacción . . . . . . . . . . . . . . . 901.65. Sulfato de cobre, zinc y cobre metálico . . . . . . . . . . 911.66. Aluminotermia del hierro . . . . . . . . . . . . . . . . . . 94

286


1.67. Hierro metálico obtenido en la reacción . . . . . . . . . . 951.68. Reacción etanol-aire . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 961.69. Material utilizado en la reacción etanol-oxígeno . . . . . 971.70. Arco eléctrico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 971.71. Formación del complejo activado . . . . . . . . . . . . . 981.72. Reacción reloj . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1001.73. Oxidación del iodo a ion iodato . . . . . . . . . . . . . . 1021.74. El arco iris químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1031.75. Evolución del color en presencia de S2O

2−3 . . . . . . . . 107

1.76. Evolución del color en presencia de HSO−

3 . . . . . . . . 1081.77. Combustión de una golosina . . . . . . . . . . . . . . . . 1091.78. Pila galvánica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1111.79. Desprendimiento de hidrógeno . . . . . . . . . . . . . . . 1121.80. Transformaciones de la superficie de cobre . . . . . . . . 1121.81. Variación de la luminosidad con el tiempo . . . . . . . . 1141.82. Montaje experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1151.83. Proceso de deshidratación del azúcar . . . . . . . . . . . 1161.84. Fases de la reacción de Briggs-Rauscher . . . . . . . . . . 1181.85. “Pasta de dientes” . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1211.86. Cristalización del acetato de sodio . . . . . . . . . . . . . 1241.87. Extracción del yodo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1251.88. Sublimación del yodo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1271.89. Equilibrio sólido-gas para el ácido benzoico . . . . . . . . 1291.90. Sublimación inversa del ácido benzoico . . . . . . . . . . 1301.91. Cromatografía en papel de filtro . . . . . . . . . . . . . . 1321.92. Ensayos con metanol y etanol . . . . . . . . . . . . . . . 1331.93. Transformaciones cromato-dicromato . . . . . . . . . . . 1361.94. Desplazamiento del equilibrio por acción de la temperatura 1381.95. Evolución de la coloración al calentar . . . . . . . . . . . 1391.96. Efecto de la adición de NH4Cl . . . . . . . . . . . . . . 1401.97. Equilibrio NO2/N2O4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1431.98. Precipitados . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1451.99. Precipitación y redisolución del hidróxido de cobre . . . . 1461.100.Precipitación del PbCl2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1481.101.Variación del pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1491.102.Distintos aspectos del PbI2 . . . . . . . . . . . . . . . . . 1511.103.Reacción con [Fe(CN)6]

4−(i) y SCN− (d) . . . . . . . . . 1521.104.El surtidor de amoniaco . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1541.105.Tres colores . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 156

287


1.106.Medida de la masa . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1591.107.Medida del pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1601.108.pH de un mismo ácido a distinta concentración . . . . . 1611.109.Estructura de la antocianidina . . . . . . . . . . . . . . 1631.110.Escala de colores para pH 0-7 (i) y 7-14 (d) . . . . . . . 1641.111.Comportamiento de ácidos y bases de uso doméstico . . . 1641.112.Hidrólisis del NaNO3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1671.113.Hidrólisis ácida (i) y básica (d) . . . . . . . . . . . . . . 1681.114.Adición de ácido o base a disoluciones reguladoras . . . . 1711.115.Color tras añadir extracto de col lombarda . . . . . . . . 1721.116.Equilibrios entre las formas en medios ácido y básico . . 1741.117.Equilibrios entre formas en medios básico y fuertemente

básico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1741.118.Variación de color de la fenolftaleína . . . . . . . . . . . 1751.119.Desprendimiento de hidrógeno . . . . . . . . . . . . . . . 1771.120.Reacción del Al con el Cu2+ . . . . . . . . . . . . . . . . 1781.121.Desprendimiento de oxígeno . . . . . . . . . . . . . . . . 1791.122.Cloruro de cobre y cloruro de cobre dihidratado . . . . . 1821.123.Formación del heptaóxido de dimanganeso . . . . . . . . 1841.124.Combustión de la acetona . . . . . . . . . . . . . . . . . 1851.125.Estados de oxidación III (i) a VII (d) . . . . . . . . . . . 1871.126.Cl2/Br−, Cl2/I− yBr2/I

− . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1891.127.Disolución con acetato (i) y sin acetato (d) . . . . . . . . 1911.128.Color de las disoluciones A y B al cabo de 30 minutos . . 1921.129.Representación gráfica 1/R-t . . . . . . . . . . . . . . . . 1941.130.Dispositivo experimental . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1951.131.Azufre coloidal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1951.132.Disoluciones obtenidas al mezclar A y B (i), y C y D (d) 1971.133.El hipoclorito oxida al ioduro . . . . . . . . . . . . . . . 1981.134.Redox y precipitación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1991.135.La disolución de carbonato sódico es alcalina . . . . . . . 2011.136.Disolución de iodo sin(i) y con (d) carbonato sódico . . . 2021.137.Precipitado de hidróxido férrico . . . . . . . . . . . . . . 2031.138.Redisolución del precipitado . . . . . . . . . . . . . . . . 2031.139.Formación de la nube gaseosa . . . . . . . . . . . . . . . 2051.140.Pila Daniell con disolución de concentración desconocida 2081.141.Componentes de la pila de Volta . . . . . . . . . . . . . . 2091.142.Pila de Volta con un limón . . . . . . . . . . . . . . . . 2101.143.Corriente generada al tocar las placas . . . . . . . . . . . 210

288


1.144.Tras quince minutos (i) y dos horas (d) . . . . . . . . . . 2131.145.Aspecto del clavo no curvado transcurridas unas dos horas 2141.146.Aspecto del clavo curvado transcurridas dos horas . . . . 2141.147.Electrolisis del agua . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2151.148.Electrolisis del KI . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2161.149.Ánodo y cátodo en la electrolisis del sulfato de cobre . . 2171.150.Coloración del indicador en distintos medios . . . . . . . 2181.151.Evolución de la electrolisis . . . . . . . . . . . . . . . . . 2191.152.Migración de iones (1) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2201.153.Migración de iones (2) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2211.154.Rotación de la corriente de iones . . . . . . . . . . . . . . 2241.155.Desprendimiento de gases en los electrodos . . . . . . . . 2241.156.Fuerza sobre los iones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2251.157.Voltámetro de Hoffmann . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2271.158.Distintos tipos de isomería . . . . . . . . . . . . . . . . . 2291.159.Captura de imágenes de propanal (i) y propanona (d) . . 2301.160.Molécula del ácido láctico . . . . . . . . . . . . . . . . . 2301.161.Onda electromagnética . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2311.162.Carbono asimétrico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2321.163.Relación entre intensidad luminosa y resistencia . . . . . 2331.164.Birrefringencia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2341.165.Imágenes con luz polarizada . . . . . . . . . . . . . . . . 2351.166.Formas oxidada y reducida del azul de metileno . . . . . 2361.167.Variación del color de la disolución con el tiempo . . . . 2381.168.Evolución de la reacción . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2401.169.Luminosidad del luminol y de la mezcla con fluoresceína. 2431.170.Quimioluminiscencia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2431.171.El faro químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2451.172.Evolución del color de la disolución . . . . . . . . . . . . 2471.173.Reacciones con agua de bromo y KMnO4 . . . . . . . . . 2491.174.Combustión del etileno . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2501.175.Deposición del negro de humo . . . . . . . . . . . . . . . 2511.176.Reacción acetileno-cloro . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2521.177.Ion manganato (i) y MnO2(d) . . . . . . . . . . . . . . . 2541.178.Reducción del MnO2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2541.179.Reacción de Fehling . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2551.180.Precipitado de Cu2O . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2561.181.Ensayos de Fehling negativo (i) y positivo (d) . . . . . . 2561.182.Oxidación del Cu+a Cu2+ . . . . . . . . . . . . . . . . . 257

289


1.183.El espejo de plata . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2581.184.Formación del enlace peptídico . . . . . . . . . . . . . . . 2601.185.Complejo con Cu2+ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2601.186.Reacción xantoproteica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2611.187.Prueba del biuret . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2611.188.Reacción xantoproteica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2621.189.Hidrólisis de la sacarosa . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2631.190.Prueba de Fehling . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2641.191.Pruebas del lugol y de Fehling . . . . . . . . . . . . . . . 2651.192.Precipitado de iodoformo . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2671.193.Ensayo del iodoformo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2681.194.Oxidación en medio neutro (i) y ácido (d) . . . . . . . . 2691.195.Combustión de la nitrocelulosa . . . . . . . . . . . . . . 2711.196.Combustión de la peroxiacetona . . . . . . . . . . . . . . 2731.197.Evolución de la bola de fuego . . . . . . . . . . . . . . . 2741.198.Polímero . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2761.199.El nylon 6.10 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2771.200.Fórmulas de la acrilamida (i) y poliacrilamida (d) . . . . 2791.201.Diámetros antes y después . . . . . . . . . . . . . . . . . 2791.202.Índice de refracción semejante al del agua . . . . . . . . 2801.203.Una lente esférica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2811.204.Estructura del polímero urea-formaldehído . . . . . . . . 2821.205.Polímero urea-formaldehído . . . . . . . . . . . . . . . . 2821.206.Componentes del almidón . . . . . . . . . . . . . . . . . 2831.207.Bioplástico de maíz . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 284

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