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Laboratorio Virtual Hay muchas personas interesadas en la Química que no tienen acceso a un laboratorio. El objetivo de esta página es precisamente servir.

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1 Laboratorio Virtual Hay muchas personas interesadas en la Química que no tienen acceso a un laboratorio. El objetivo de esta página es precisamente servir de laboratorio virtual donde se recogen algunos experimentos, que con el tiempo irán ampliándose, que sirvan para ilustrar algunos aspectos importantes de la Química. Reacciones Redox: En estado sólido: Aluminotermia: Preparación de cromo metálico Preparación de manganeso metálico En disolución acuosa: Reacción de sodio metálico con agua (aquí también ácido-base): Con fenoftaleina Con azul de timol Con rojo de metilo El espejo de plata Alcoholímetro Descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno Azul persistente Otros: El billete que no arde Ensayos a la llama: De cobre De litio Enlaces Libros recomendados Contador

2 Laboratorio Virtual Aluminotermia: Preparación de cromo metálico a partir óxido de cromo. Cr 2 O 3 + 2Al 2Cr +Al 2 O 3 Poco después del aislamiento del aluminio se descubrió que la mezcla de éste con ciertos óxidos metálicos permite reducirlos al estado metálico. Esta reacción, conocida como aluminotermia, produce además una gran cantidad de luz y calor. El calor producido es, de hecho, utilizado para acelerar el proceso. Tras la reacción, el metal puede recogerse en forma de glóbulos brillantes, ya que la temperatura que se alcanza es suficiente para fundir el metal. La justificación termodinámica de esta reacción suele hacerse mediante el Diagrama de Ellingham. En él se representa la energía libre de formación de distintos óxidos frente a la temperatura. Así, los óxidos situados en la parte superior del diagrama (con energías libres menos negativas) podrán ser reducidos por los metales de la parte inferior del diagrama (cuyos óxidos tengan energías de formación más negativas y por lo tanto cuya formación esté termodinámicamente más favorecida). Por ejemplo, la formación de Al 2 O 3 a partir de Al (línea azul, en la parte inferior) está más favorecido que la formación de Cr 2 O 3 a partir de Cr (línea verde, en la parte media), por lo que es posible reducir Cr 2 O 3 a Cr con Al. La diferencia de energía se libera en forma de luz y calor. Diagrama de Ellingham

3 Laboratorio Virtual Aluminotermia: Preparación de manganeso metálico a partir de óxido de manganeso. Mn 2 O 3 + 2Al 2Mn +Al 2 O 3 Poco después del aislamiento del aluminio se descubrió que la mezcla de éste con ciertos óxidos metálicos permite reducirlos al estado metálico. Esta reacción, conocida como aluminotermia, produce además una gran cantidad de luz y calor. El calor producido es, de hecho, utilizado para acelerar el proceso. Tras la reacción, el metal puede recogerse en forma de glóbulos brillantes, ya que la temperatura que se alcanza es suficiente para fundir el metal. La justificación termodinámica de esta reacción suele hacerse mediante el Diagrama de Ellingham. En él se representa la energía libre de formación de distintos óxidos frente a la temperatura. Así, los óxidos situados en la parte superior del diagrama (con energías libres menos negativas) podrán ser reducidos por los metales de la parte inferior del diagrama (cuyos óxidos tengan energías de formación más negativas y por lo tanto cuya formación esté termodinámicamente más favorecida). Por ejemplo, la formación de Al 2 O 3 a partir de Al (línea azul, en la parte inferior) está más favorecido que la formación de Mn 2 O 3 a partir de Mn (línea roja, en la parte media), por lo que es posible reducir Diagrama de Ellingham

4 Laboratorio Virtual Reacción de sodio metálico con agua. Una de las propiedades más características de los elementos alcalinos es que son muy reductores, con potenciales electroquímicos inferiores a -2.0 V. Son tan reactivos que deben conservarse en éter de petróleo para impedir su contacto con el agua, con la que reaccionan con distinta violencia. La reacción con Li produce un lento burbujeo de hidrógeno. El Na se funde sobre el agua como un glóbulo que se desliza sobre la superficie acuosa. La reacción con los elementos más pesados es extremadamente violenta produciendo explosiones debidas al contacto del hidrógeno generado con el oxígeno del aire. La violencia de las reacciones de los metales alcalinos con el agua no se corresponde con el potencial electroquímico de los elementos del grupo, ya que el Li, que tiene el potencial más negativo de la Tabla Periódica, produce la reacción más lenta. Este hecho nos recuerda de nuevo la importancia de los aspectos cinéticos de una reacción. En la siguiente serie de videos se muestra la reacción del sodio con el agua. Esta reacción produce hidrógeno, OH ­ (cuya formación se pone de manifiesto con el viraje de los distintos indicadores: fenoftaleina, azul de timol y rojo de metilo) y suficiente calor para fundir al metal (punto de fusión = 98 °C) que se desliza sobre la superficie del agua como un glóbulo que se consume rápidamente, según la reacción: 2 Na + 2 H 2 O 2 Na + + OH - + H 2 video 1

5 Laboratorio Virtual El billete que no arde: Todos conocemos que el agua hierve a 100 °C y que, como cualquier otro líquido, permanecerá a su temperatura de ebullición mientras exista líquido. El objetivo del siguiente experimento es precisamente poner de manifiesto este hecho. Esperemos que la imagen sorprendente de un billete ardiendo que no se consume nos ayude a no olvidar esta propiedad tan importante. Podemos ver como el billete se humedece en una mezcla etanol/agua, que contiene además cloruro sódico, que se utiliza para darle a la llama un color anaranjado (ver Ensayos a la llama) ya que la llama del etanol es apenas visible. Luego se prende y arde con llama anaranjada hasta que se agota el etanol. El billete no sólo no se quema, sino que apenas se calienta, de forma que puede cogerse con la mano inmediatamente después de consumirse las llamas. Por si os lo estáis preguntando, si, el billete de es 20 euros de verdad!

6 Laboratorio Virtual El espejo de plata: La experiencia comienza con la preparación del complejo diaminado de plata [Ag(NH 3 ) 2 ] +, conocido como reactivo de Tolens, a partir de nitrato de plata y amoniaco. Posteriormente, se añade glucosa que actúa como reductor, lo que permite la formación de una capa delgada de plata metálica sobre la superficie del tubo de ensayo, que se agita para que la disolución esté en contacto con toda la superficie del tubo del ensayo que queremos metalizar. Ésta es la reacción que tiene lugar: CH 2 OH(CHOH) 4 COH + 2[Ag(NH 3 ) 2 ] + + 3OH - 2Ag(s) + CH 2 OH(CHOH) 4 COO¯ + 4NH 3 + 2H 2 O

7 Laboratorio Virtual Alcoholímetro: Los primeros dispositivos utilizados para la detección de alcohol etílico en el aliento estaban basados en reacciones de oxidación-reducción. En el siguiente experimento se utiliza una disolución ácida de dicromato potásico como indicador. El paso de etanol a ácido acético (oxidación), producirá la reducción de dicromato (naranja) a Cr 3+, (de color verde intenso). Así, el viraje de naranja a verde pondrá de manifiesto la presencia de etanol. En el experimento que se muestra en el video existe un primer frasco lavador de gases que contiene una pequeña cantidad de etanol, que simula el etanol contenido en el aliento. Al soplar, parte de este alcohol, pasará a la disolución de dicromato (en el segundo frasco lavador de gases) produciendo su reducción a Cr 3+ y por lo tanto el viraje de naranja a verde, según la reacción: 3CH 3 CH 2 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 3CH 3 COOH + 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO H 2 O En la actualidad se utilizan sistemas de detección de alcohol etílico en el aliento más selectivos, basados fundamentalmente en absorción infrarroja o células electroquímicas. foto 1 foto 2

8 Laboratorio Virtual Descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno: A pesar de que el peróxido de hidrógeno es relativamente estable a temperatura ambiente, numerosas sustancias actúan como catalizadores de su descomposición, entre otras: metales de transición, álcalis, y óxidos metálicos. La luz del día también favorece la descomposición del peróxido de hidrógeno, por lo que debe conservarse en envases opacos. En el siguiente experimento se muestra la descomposición del peróxido de hidrógeno catalizada por el ioduro potásico. Además, se ha añadido una pequeña cantidad de jabón para que la evolución de oxígeno sea más evidente. La reacción de desproporción que tiene lugar es: H 2 O 2 H 2 O +1/2 O 2 El diagrama de Frost del oxígeno muestra que el peróxido de hidrógeno es termodinámicamente inestable, ya que se encuentra por encima de la línea que une las especies con estados de oxidación 0 y -2 (dioxígeno y agua) en los que se descompone el peróxido de hidrógeno. A este proceso se conoce como desproporción. Diagrama de Frost del oxígeno en disolución ácida.

9 Laboratorio Virtual Ensayos a la llama: En condiciones normales los átomos se encuentran en el estado fundamental, que es el más estable termodinámicamente. Sin embargo, si los calentamos absorbe energía y alcanza así un estado excitado. Este estado posee una energía determinada, que es característica de cada sustancia. Los átomos que se encuentran en un estado excitado tienen tendencia a volver al estado fundamente, que es energéticamente más favorable. Para hacer esto deben perder energía, por ejemplo, en forma de luz. Puesto que los estados excitados posibles son peculiares para cada elemento y el estado fundamental es siempre el mismo, la radiación emitida será también peculiar para cada elemento y por lo tanto podrá ser utilizada para identificarlo. Esta radiación dependerá de la diferencia entre los estados excitados y el fundamental de acuerdo con la ley de Planck: ΔE = hv ; ΔE = diferencia de energía entre los estados excitado y fundamental h = Constante de Planck (6, J s). v= frecuencia Por lo tanto, el espectro de emisión puede considerarse como la huella dactilar de un elemento. Este hecho se conocía ya desde antiguo, antes aún de entender como ocurría, por lo que los químicos han utilizado los ensayos a la llama como un método sencillo de identificación. En la actualidad existen técnicas de análisis basadas en este principio, tales como la espectroscopia de emisión atómica, que nos permiten no sólo identificar, sino cuantificar la presencia de distintos elementos. A continuación indicamos de los colores de los ensayos a la llama de algunos elementos: Calcio: llama roja, Cobre: llama verde, Sodio: llama naranja, Litio: llama rosa, Potasio: llama violeta, Bario: llama verde pálido y Plomo: llama azul. En el video se muestran las llamas producidas al quemar etanol al que se le ha añadido una cierta cantidad de i) sulfato de cobre y ii) nitrato de litio.

10 Laboratorio Virtual El azul persistente: En el siguiente video vemos como una disolución básica de azul de metileno se decolora en pocos segundos al añadirle glucosa, que actúa como reductor. Sin embargo, al agitar la disolución el color azulado vuelve a recuperarse debido a que la forma reducida es oxidada de nuevo al azul de metileno con el oxígeno atmosférico. Cuando la disolución permanece sin agitación durante unos segundos el oxígeno disuelto se consume rápidamente y la glucosa reduce al azul de metileno a la forma incolora. Basta con agitar unos segundos para que el oxígeno se disuelva y vuelva a parecer el color azulado debido a la forma oxidada.

11 Laboratorio Virtual Enlaces: Demostration Lab. University of Wisconsin: Delights of Chemistry. Leeds University Chemistry Demostrations on the Web. University College London Chemistry Demonstration Movie Page

12 Laboratorio Virtual Libros recomendados: Chemical Demonstrations : A Handbook for Teachers of Chemistry Vol 1-4 by Bassam Z. Shakhashiri, Univ of Wisconsin Pr; (December 1983) Chemical Curiosities by Herbert W. Roesky, Klaus Möckel, William E. Russey, T. N. Mitchell Ed. John Wiley & Sons; (August 6, 1996) Chemical Magic by Leonard A. Ford, E. Winston Grundmeier, Dover Pubns; 2nd edition (1993) Classic Chemistry Experiments by K Hutchings, Royal Society of Chemistry (1998)


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