Pasta de dientes para elefantes

En esta práctica vamos a recordar tanto la medida de volúmenes como la utilización de la balanza. También vamos a comprobar la descomposición del agua oxigenada (H2 o2), catalizada por el yoduro de potasio (KI). La reacción de descomposición del agua oxigenada es:
2H2O2 (aq) --> 2H2O(l) + O2 (g)

El yoduro de potasio (KI) es un catalizador porque solo aumenta la velocidad de reacción, no se gasta como reactivo. Sin embargo, una pequeña parte si que reacciona, convirtiéndose en yodo. La presencia del yodo se pone de manifiesto por el color marrón de algunas zonas del producto. El yodo mancha. La reacción se realiza en una probeta graduada bastante alta, ya que el producto formado sale verticalmente hacia arriba y de forma rápida. Por eso y por su textura, se llama “pasta de dientes”. Como el agua oxigenada es un oxidante muy fuerte hay que protegerse las manos con guantes. Además, como la reacción es muy rápida, es conveniente llevar gafas protectoras.


MATERIAL

Probeta graduada de 250 ml, probeta graduada de 100 ml, vidrio de reloj, balanza, guantes, gafas de seguridad, protector de plástico (opcional), astilla (opcional).
Productos:
Colorante (opcional), detergente líquido (a ser posible, blanco y de pH = 7), agua oxigenada (H202) del 30%, yoduro de potasio (KI).


PROCEDIMIENTO

1. Coloca el protector de plástico sobre la mesa para evitar que se manche.
2. Pesa en el vidrio de reloj 15 g de yoduro potásico (KI) y colócalos en el erlenmeyer.
3. Añade la mínima cantidad de agua necesaria para disolverlo. Agita hasta que se disuelva del todo.
4. Ponte los guantes de goma y mide 40 ml de agua oxigenada del 30% en la probeta de 100 ml y viértelos en la probeta de 250 ml.
5. Añade unos 20 ml de detergente líquido y remueve (haciendo remolino) hasta que el agua oxigenada y el detergente se mezclen.
6. Si quieres, añade un poco de colorante en algunos puntos de la boca de la probeta para que la pasta de dientes salga rayada.
7. Añade la disolución de yoduro de potasio a la probeta y aparta la mano rápidamente. Retírate un poco de la probeta.
8. Puedes acercar una astilla encendida a la boca de la probeta y observar lo que ocurre.

HIDRÓGENO


Hoy voy a hablaros del hidrógeno y de una práctica que realizamos a partir de este elemento. El hidrógeno es un gas incoloro, inodoro e insípido. Como la mayoría de los elementos gaseosos, el hidrógeno es diatómico, sus moléculas contienen dos átomos, (H2), pero se disocia en átomos libres a altas temperaturas. Se conocen tres isótopos del hidrógeno. El núcleo de cada átomo de hidrógeno ordinario contiene un solo protón. El Deuterio (alrededor del 0,02% en el hidrógeno natural) contiene un protón y un neutrón en el núcleo, siendo su masa atómica de dos. El Tritio (un isótopo radioactivo inestable) contiene un protón y dos neutrones en el núcleo y tiene una masa atómica de tres.A temperaturas ordinarias el hidrógeno es poco reactivo.

No reacciona con el oxígeno a bajas temperaturas, pero lo hace de forma violenta si se eleva la temperatura por encima de 700ºC o se introduce algún catalizador como paladio o platino finamente dividido, obteniéndose agua como producto de esta reacción. Cuando el hidrógeno se mezcla con el aire o el oxígeno y se prende, la mezcla hace explosión para formar agua H2O, según la reacción:

H2 + O2 --> H2O

Esta propiedad la utilizaremos en el proceso práctico para identificar el gas obtenido como hidrógeno. Actúa como un agente reductor sobre óxidos metálicos, tal como óxido de cobre, quitando el oxígeno y dejando el metal en estado libre. El hidrógeno puede combinarse con el oxígeno de los óxidos de otros elementos y este carácter reductor se aprovecha en la industria metalúrgica para obtener metales con un alto grado de pureza como por ejemplo el wolframio de los filamentos para lámparas eléctricas. Reacciona con muchos no metales. Combina con el nitrógeno en presencia de un catalizador para formar amoníaco NH3, con el azufre para formar sulfuro de hidrógeno H2S y con el cloro para formar cloruro de hidrógeno HCl. También combina con los metales más activos, como sodio, litio y calcio, para formar hidruros (NaH, LiH y CaH2). También reacciona con compuestos orgánicos no saturados para formar los compuestos saturados correspondientes.

Existen muchos métodos para obtener el hidrógeno. Industrialmente se suele obtener a partir del agua, por electrólisis, o recuperándolo del gas natural. En los laboratorios, para obtener pequeñas cantidades de hidrógeno, se suele tratar cinc con ácido clorhídrico diluido, proceso en el que se forma cloruro de cinc y se desprende hidrógeno:

2HCl + Zn --> ZnCl2 + H2




Globo de hidrógeno

MATERIAL

Vaso de precipitados, kitasato, tapón, globo, embudo de decantación, hilo fino (1 metro), mechero, varilla de 1 metro, vela.
Productos:
Ácido clorhídrico (HCl), granalla de cinc o cinc en polvo, jabón, glicerina.


PROCEDIMIENTO

Introduce el tubo de decantación en un tapón agujereado. Antes, úntalo con glicerina para que no se quede pegado.
Introduce el tapón en el matraz kitasato.
Llena hasta la mitad el embudo de decantación con ácido clorhídrico.
Mete la granalla de cinc en el kitasato.
Coloca un globo en el tubito del kitasato, atándolo con una goma para evitar fugas. Si la presión no es lo bastante fuerte, no se hinchará.
Bajo la supervisión de tu profesor o profesora, abre la llave del embudo de decantación con cuidado, ya que es peligroso.
Cuando el globo esté lo suficientemente hinchado, átalo con el hilo. Observa que sube hacia arriba.
Ata la vela a la varilla de madera. Enciéndela.
Colócate en un lugar despejado y, bajo la supervisión de tu profesor, acerca la vela encendida al globo y observa lo que ocurre.

La cromatografía es una técnica de separación que se basa en la distinta movilidad que presentan diferentes solutos contenidos en un mismo disolvente. El medio por el cual se desplazan se denomina fase estacionaria y el disolvente gracias al cual se desplazan los solutos se denomina fase móvil. Dicho disolvente puede ser un gas o un líquido, aunque nosotros sólo trataremos la cromatografía con fase móvil líquida y fase estacionaria sólida. La práctica que realizamos en esta ocasión és:

Cromatografía de extracto de espinacas

MATERIAL

2 Vasos de precipitados, un trozo de cartón cuadrado que servirá de tapa, papel de filtro, cuentagotas, mortero.
Productos:
Alcohol, arena, espinacas.


PROCEDIMIENTO

Pica las espinacas en un mortero con un poco de arena.
Añade alcohol y remuévelo hasta que veas que el color de las espinacas lo ha absorbido el alcohol dejalo reposar.
Pasa la disolución a un vaso de precipitados.
Prepara una tira de papel de filtro de 4 cm de ancho y 10 cm de longitud.
Llena el cuentagotas con la disolución del colorante de las espinacas.
Haz una pequeña mancha a unos 4 cm de un extremo con el cuentagotas en la tira de papel. Espera que se seque la mancha y vuelve a repetir el proceso 3 o 4 veces para que la mancha esté más concentrada.

Introdúcela en un vaso de precipitados con alcohol que previamente habrás tapado con el carton (1cm de altura de alcohol) sin que la mancha toque el eluyente.

Al cabo de un cierto tiempo distinguiras un linea verde oscuro que corresponde a la clorofila b, otra verde claro de la clorofila a, una más amarilla de la xantofila y otra amarilla naranja de los carotenos.

MAGNESIO


El magnesio es el menos activo de los metales alcalinotérreos. Es dúctil y maleable y, aunque es de color blanco, se recubre fácilmente de una capa de óxido blanco (MgO) que le da el color gris al metal que vemos normalmente. Es muy utilizado por su ligereza en aleaciones para aviones. Arde fácilmente al reaccionar con el oxígeno y el nitrógeno del aire, motivo por el cual es muy utilizado en los fuegos artificiales, ya que origina en la combustión una luz blanca muy intensa de corta longitud de onda.

Mg + O2 --> MgO
3 Mg + N2 --> Mg3N2

Vamos a realizar dos prácticas referentes al magnesio

Combustión del magnesio

MATERIAL

Espátula, pinzas para crisoles.
Productos:
Magnesio.


PROCEDIMIENTO

Corta 2 cm de cinta de magnesio.
Ráscala con una espátula y examina el color y brillo que aparece.
Enciéndela con la ayuda de las pinzas de crisol.

Reacción del magnesio con el ácido clorhídrico-2

MATERIAL

Cristalizador, tubo de gases, pipeta, pera de seguridad, vidrio de reloj.
Productos:
Magnesio, ácido clorhídrico concentrado.


PROCEDIMIENTO

Pon agua hasta la mitad en un cristalizador.
Llena un tubo de gases con agua casi por completo, y añade 5 ml de ácido clorhídrico concentrado (viértelo haciéndolo resbalar por la pared del tubo de gases, en campana de gases y bajo la supervisión de tu profesor).

Termina de llenar el tubo con agua de forma que el menisco sobrepase el borde del tubo, pero sin que gotee.
Tapa el tubo con el vidrio de reloj, dale la vuelta e introdúcelo en el cristalizador de forma que quede de la siguiente manera:
Pesa 2 cm de cinta de magnesio, y introdúcelo rápidamente en el tubo de gases.
Espera que acabe la reacción y anota el volumen de gas desprendido.
Vuelve a tapar el tubo de gases y sácalo del agua. Con el tubo aún tapado acerca una llama y destapa el tubo.
Observa lo que ocurre.

Volúmenes de líquidos. Magia


En las siguiente práctica vamos a realizar medidas de volúmenes con la probeta y la pipeta a la vez que haremos una experiencia divertida.

Partiremos de un volumen conocido de agua del grifo y haremos un truco de “magia”. Consistirá en cambiar el agua de vaso y parecerá que se transforma en vino. Al trasladar el contenido a un tercer vaso, parecerá que se transforma en C,oca-cola. En la primera conversión, lo que ocurre es que el permanganato de potasio, que es de color violeta intenso, se disuelve en el agua. En la segunda conversión, el agua oxigenada reduce el ión permanganato, (de color violeta intenso) a MnO2, sólido de color amarillento que permanece en suspensión. Además, se forma oxígeno gas que se desprende. Este oxígeno, que es el responsable de las burbujas, es imprescindible en las combustiones y por ese motivo si acercamos una pequeña llama a una atmosfera rica en este gas, ésta arderá con mayor vivacidad. La reacción química que tiene lugar es:

2 KMnO4 + 2 H2O2 --> 2 MnO2 + 2 KOH + 2 H2O + 2 O2­


MATERIAL

Tres vasos de precipitados, probeta de 100 ml, pipeta de 2 ml, pera de seguridad, papel de filtro.
Productos:
Permanganato potásico (KMnO4), agua oxigenada concentrada (H2O2).


PROCEDIMIENTO

Haz un pequeño bastón de unos 10 cm de largo con papel de filtro enrollado. Déjatelo preparado.
Deja el primer vaso limpio.
Pon unos trocitos de permanganato potásico sólido en el segundo vaso de precipitados.
Mide 4 ml de agua oxigenada con la pipeta y viértelos en el tercer vaso de precipitados.
Mide 100 ml de agua con la probeta y trasládalos al primer vaso de precipitados.

Pasa el agua del primer al segundo vaso. Observa y anota lo que ocurre.
Repite el proceso pasando el contenido del segundo al tercer vaso. Observa y anota lo que ocurre.
Enciende el bastón y acércalo al vaso de precipitados muy cerca de las burbujas. Debes darte prisa y realizar esta operación antes de que termine la reacción y por tanto que se acaben las burbujas Observa y anota lo que ocurre.

Deshidratación del azucar por el ácido sulfúrico

En esta práctica vamos a trabajar con la medida de volúmenes aplicados a una reacción química curiosa: observaremos como el ácido sulfúrico deshidrata rápidamente el azúcar y lo convierte en carbón. Como, además se desprende una gran cantidad de gases, el carbón se obtiene lleno de burbujas de aire, por lo que aumenta mucho su volumen.

Hay que tener en cuenta las precauciones que en el tratamiento de sustancias peligrosas, en este caso el ácido sulfúrico. Este ácido es muy peligroso, pues resulta tóxico y es muy corrosivo, por lo que hay que tratarlo con mucho cuidado.

También tendremos en cuenta el desprendimiento de humos nocivos, por lo que esta reacción se realizará en vitrina de gases. La reacción que tiene lugar es:

C12H22O11(s) + 11 H2SO4(aq) --> 12 C(s) + 11 H2SO4 + 11 H2O(g)

La cantidad de azúcar comercial que vamos a utilizar no es preciso que sea muy exacta.

La reacción es muy exotérmica (desprende mucho calor).


MATERIAL

2 Vasos de precipitados de 50 ml, probeta de 100 ml, varilla agitadora, vitrina de gases.

Productos:
Ácido sulfúrico (H2SO4), azúcar comercial.

PROCEDIMIENTO

Llena una tercera parte de un vaso de precipitados de 50 ml con azúcar. colócalo en la vitrina de gases o en lugar muy ventilado.
Mide con la probeta 25 ml de ácido sulfúrico concentrado y añádelo al primer vaso.
Agita con la varilla agitadora hasta que se mezcle bien.
Retira la varilla y observa lo que ocurre.