PRÁCTICAS 2. REACCIONES ÁCIDO-BASE Y REDOX.

Por último, el objetivo de esta práctica consistirá en observar reacciones ácido-base y redox, determinando los factores observables que las ponen de manifiesto. Es decir, que vamos a visualizar varias reacciones ácido-base en diferentes tubos de ensayo.

Para esta práctica necesitaremos:
-  Vidrio de reloj.
-  Vasos de precipitados.
-  Gradilla de tubos de ensayos.
-  Cuenta gotas.
-  HCl (ac) (3mol/L).
-  Disolución acuosa de hidróxido de sodio.
-  Magnesio, limaduras de hierro o Zn.
-  Carbonato sódico.










TUBO 1

Para este ensayo vamos a añadir una punta de espátula de carbonato sódico en un tubo de ensayo. A continuación lo disolveremos en agua (mas o menos un cuarto del tubo de ensayo).
Después de agitar para disolver bien la mezcla debemos añadir con un cuentagotas ácido clorhídrico.
La reacción que tiene lugar es:

  CO₃^2- + H₃O⁺  -->  H₂CO₃ + H₂O 


Como el ácido carbónico en medio ácido se descompone en dióxido de carbono y agua, es lógico la aparición de burbujas en el tubo de ensayo (CO₂).

TUBO 2

En esta práctica añadiremos vinagre (ácido acético y agua) hasta un cuarto del tubo de ensayo. Una vez terminado el proceso acrecentaremos unas gotas de fenolftaleína. Posteriormente añadiremos, gota a gota hidróxido de sodio, agitando constantemente, hasta que la disolución vire su color de forma permanente.

La reacción que tiene lugar es:

           COOH-CH₃ + NaOH --> NaCOO-CH₃ + H₂O 

 Este cambio de color se debe a la fenolftaleína, que es un indicador ácido-base que se emplea para poner de manifiesto el final de la neutralización. Vira de color cuando el pH es de aproximadamente 9, que es el que se obtiene cuando se hace reaccionar todo el ácido acético y no hay sosa caústica en exceso. En ese caso el pH es el que proporciona la hidrólisis del acetato sódico.

TUBO 3

En este caso en el tubo de ensayo echaremos zinc. Posteriormente añadimos el ácido clorhídrico y observamos la reacción redox que tiene lugar. 
La reacción que tiene lugar es la siguiente: 

                 HCl (ac) + Zn (s) --> ZnCl₂ (ac) + H₂ (g)
             
En la reacción que tiene lugar el Zn se oxida así pues, y según la teoria de Bronsted - Lowry, este pierde los electrones, y es el H el que los gana. Se puede apreciar la salida continua de gas, perteneciente a la formación de hidrogeno durante la reacción. 
Un dato curioso de esta reacción es que es exotérmica, es decir, que desprende calor, lo que produce que en la parte inferior del vaso de precipitados aumente ligeramente la temperatura.

PRÁCTICAS 2. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN.

Los objetivos de esta práctica consistiran en, primero, preparar una disolución acuosa de una sal de concentración conocida y, segundo, la observación de la reacción de precipitación determinando los factores que la ponen de manifiesto.

Para ello utilizaremos los siguientes materiales:
-  Balanza.
-  Vidrio de reloj.
-  Vasos de precipitados.
-  Matraz aforado/probetas.
-  Agitador.
-  Embudo.
-  Papel de filtro.
-  Hidróxido de sodio c=1mol/L.
-  Sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO₄.5 H₂O)









 Vamos a preparar 100mL de una disolución de concentración 0,1 mol/L de sulfato de cobre pentahidratado. Para ello lo primero que hay que determinar es la masa necesaria del mismo. Una vez hechos los cálculos nos dirigiremos a la báscula para adquirir la cantidad de sulfato de cobre necesaria, que pesaremos en un vidrio de reloj anteriormente limpiado para evitar que cualquier impureza altere el resultado del experimento. Una vez que tenemos la cantidad de sal necesaria la disolvemos en agua en una vaso de precipitados, añadiendo menos cantidad de la requerida por el experimento, es decir, alrededor de 50-70 mL. Para posteriormente añadirlo a la probeta y enrasar hasta la marca del mismo (100mL).

 Por otro lado preparamos una disolución de NaOH en agua de concentración 1mol/L. Para ello seguimos el  procedimiento anterior.

 En un matraz aparte vertemos la disolución preparada de sulfato de cobre, y sobre ella, añadimos el hidróxido de sodio previamente preparado. Observamos como se forma un precipitado (sólido) de color azul

Para observarlo con mayor claridad filtramos la mezcla con un embudo ayudándonos del papel de filtro. Como no disponemos un método de hacer el vacio aparecerán impurezas de color verde, que se deben a que el hidrógeno de cobre reacciona con el dióxido de carbono del aire formando carbonato de cobre.

Aunque el experimento no salió del todo bien debido a las altas impurezas que se formaron, la reacción que tuvo lugar fue la siguiente:

             CuSO₄ (ac) + NaOH (ac) --> Cu (OH)₂ (s) + Na₂SO_{4 (ac)}


La razón por la que en la reacción se aprecia el hidróxido cúpico es porque el sulfato de cobre es muy soluble en agua mientras que el hidróxido cúprico no. Al destilarlo hemos favorecido a que todo el sulfato de cobre se diluyera con el agua mientras que el hidróxido cúprico se haya quedado en nuestro filtro

PRÁCTICAS 1. PARTE 4.

Las sales son sustancias que pueden sufrir un proceso denominado electrólisis. En este proceso, por acción de la electricidad, se llevan a cabo distintas reacciones. Cuando disolvemos cloruro de sodio en agua se produce lo siguiente:

                         NaCl (ac) --> Na⁺(ac) + Cl^- (ac)

Si por una disolución de cloruro de sodio en agua  pasamos una corriente electrica, conseguiremos la electrolisis de esta sal disuelta. Las reacciones que tienen lugar son dos.

•  2 Cl^-(ac) --> Cl₂ (g) (en el `polo positivo)

•  2 H ⁺ (ac) --> H₂ (g) (en el polo negativo) 

Para efectuar este proceso añadiremos agua en vaso de precipitados. A continuación colocaremos cada uno de los cables en uno de los polos de la pila. Posteriormente sumergimos cada extremo del cable que está suelto en el agua y empezamos a añadir sal poco a poco. A medida que lo hacemos aparecerán burbujas en la superficie de los cables. Agita el agua para ver que secede y deja de hacerlo 



 Para llevar a cabo la reacción añadiremos el cloruro de sodio en el bol de agua. Podemos observar como se lleva a cabo dos reacciones:
 En el ánodo, el ion cloruro tiene mayor tendencia a oxidarse que el agua, luego será esta la reacción que ocurra. 
 En el cátodo, el protón tiene mayor tendencia a reducirse que el ion sodio, luego será este el que se reduzca.

 El resultado de la electrolisis es la obtención de cloro gas en el ánodo y de hidrógeno gas en el cátodo.

 La conductividad eléctrica es la capacidad de un cuerpo de permitir el paso de la corriente eléctrica a través de si. También es definida como la propiedad característica de cada cuerpo que representa la facilidad con la que los electrones pueden pasar por él.
Cuando una sal (en este caso NaCl) se disuelve en el agua, ésta separa los iones. Los iones cargados positiva y negativamente son los que conducen la corriente y la cantidad conducida dependerá del número de iones presentes y de su movilidad.
En la mayoría de las soluciones acuosas, cuanto mayor sea la cantidad de sal disuelta mayor será la conductividad, este efecto continúa hasta que la solución está tan llena de iones que se restringe la libertad de movimiento y la conductividad puede disminuir en lugar de aumentar.
Por otro lado agitar el agua ayuda a la disolución de la sal, lo que provoca un aumento en la velocidad de la reacción.



                          

PRÁCTICAS 1. PARTE 3.

En esta experiencia comprobamos la influencia de los catalizadores en la velocidad de las reacciones. Lo ilustraremos mediante el siguiente la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno (agua oxigenada):

                      H₂O_{2  -->}   H₂O + ½ O₂    

A temperatura ambiente el proceso se produce de manera muy lenta, apenas perceptible por el ojo humano. Si añadimos un catalizador (MnO₂) el proceso se realiza con más velocidad. Podemos obtener MnO₂ del interior de las pilas. En la reacción el dióxido de manganeso no se consume, lo cual podemos observarlo si lo filtramos al añadir el dióxido de manganeso al agua oxigenada. 

Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción pero no se consume en el proceso. En este caso, el catalizador  MnO_{2  aumenta la velocidad de reacción ya que como hemos dicho antes, esta reacción normalmente es muy lenta.}

_El  MnO_{2  participa en la formación de los intermedios de reacción, pero vuelve a regenerarse en otro paso de la reacción. Su acción consiste en activar la energía de activación facilitando la formación de un complejo activado de menor energía. El catalizador no aparece en la ecuación química como reactivos ni como productos ya que se regenera en el proceso.}

En la gráfica podemos observar como afecta el catalizador a la energía de activación haciendo que llegue antes a la fase intermedia ( complejo activado ) y por lo tanto también afecta a la velocidad de reacción para la formación de los productos.

PRÁCTICAS 1. PARTE 2.

Las aspirinas efervescentes contienen carbonato sódico y acidulantes. En medio ácido, el carbonato sufre la siguiente reacción:

                                CO₃^2- + 2H₃O⁺  -->  H₂CO₃ + H₂O    

A su vez, el ácido carbónico se descompone en CO₂ y agua. A simple vista podemos observar burbujas de CO₂.

Emplearemos esta reacción para comparar distintos aspectos que afectan a su velocidad.



 Necesitamos dos vasos de precipitados.En ambos vasos de precipitados introduciremos una aspirina. Uno de los vasos contendrá agua del tiempo y el otro enfriada con hielo. Hacer todo de manera simultánea para comprobar el efecto sobre la velocidad dela reacción. 

Para llevar a cabo la reacción, en el vaso de la izquierda introducimos agua y el hielo (reacción A) y en el de la derecha tan solo el agua (reacción B). Tras ello echamos en ambos vasos de precipitado las pastillas.

 

Transcurrido un minuto, observamos que la reacción B se produce más rapidamente que la reacción A. Esto se debe a la temperatura. 
Según la fórmula química de la velocidad de una reacción    sabemos que la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos que intervengan en la reacción y de la constante de velocidad K. Esta constante, según la fórmula  , a su vez depende de la temperatura ya que al variar ésta varia la constante K, por lo tanto también variará la velocidad de la reacción.
Por ello, al haber añadido un cubo de hielo en la reacción A, hemos disminuido la temperatura del agua del vaso de precipitado y esto ha tenido como consecuencia la disminución también de la constante de velocidad, provocando que la velocidad de reacción se ralentice.

Como conclusión, a partir de la reacción determinamos que la modificación de la temperatura tiene una serie de consecuencias en la velocidad de reacción.

PRÁCTICAS 1. PARTE 1.

Las aspirinas efervescentes contienen carbonato sódico y acidulantes. En medio ácido, el carbonato sufre la siguiente reacción:

                           CO₃^2- + 2H₃O⁺ -->  H₂CO₃ + H₂O    

A su vez, el ácido carbónico se descompone en CO₂ y agua. A simple vista podemos observar burbujas de CO₂.

Emplearemos esta reacción para comparar distintos aspectos que afectan a su velocidad. Necesitamos dos vasos de precipitados. En uno de ellos introduciremos una aspirina efervescente. En el otro otra aspirina machacada.

La reacción que tiene lugar es del tipo ácido-base. Desde el punto de vista de la Teoría de Bronsted- Lowry, siendo el  CO₃^2-  la base y el  2H₃O⁺ la base, el ácido cede un protón ( un hidrógeno ) el cual es captado por la base dando lugar H₂CO₃ y H₂O.


Para llevar a cabo la reacción, usamos dos vasos de precipatos y dos pastillas de aspirina. En el vaso de la izquierda hechamos la aspirina machacada (reacción A ) y en el de la derecha la pastilla normal ( reacción B )


Al a cabo de un corto tiempo se observa que la reacción A se produce a mayor velocidad que la reacción B,. Esto se debe a que en  la reacción A la aspirina , al estar machacada y tener una estructura desordenada, favorece que se produzcan antes los .choques eficaces necesarios para que se lleven a cabo la reacción.

PRÁCTICAS 1. VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.

A continuación, el principal objetivo será comprobar los distintos factores que afectan a la velocidad de las reacciones químicas.
Para ello usaremos los siguientes materiales:

   Vasos de precipitados.

-             Aspirinas efervescentes.

-             Agua oxigenada.

-            MnO₂

-            Hielos.

-            Agitador.

-            Cloruro de sodio.

-            Pila de petaca.

-            Cables.

-            Bombillas.  

       Espátula

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Bienvenidos al blog de Jonathan Lozada y Victor Picamill.  Este es un blog dedicado principalmente al realizamineto del trabajo de subir nota de segundo bachillerato. en este blog vamos a explicar una serie de conceptos químicos mediante el análisis de  una serie de reacciones químicas de la forma mas dinámica posible.