Experimento 1

Parte a

 

 

Una demostración simple de la reversibilidad de las reacciones  químicas

 

Objetivo:

 

            Que observes  la reversibilidad de una reacción química sencilla como lo es la pérdida de agua de hidratación de una sal de cobre.

 

 

Materiales del hogar:

 

Para este trabajo no necesitas material alguno de tu casa.

 

Introducción:

 

            Todas las reacciones químicas son reversibles. Si una reacción ocurre en una dirección absorbiendo calor (se denomina entonces reacción endotérmica), la que ocurra en la dirección inversa liberará calor (denominándose entonces reacción exotérmica).

 

Esta situación puede ser representada, por ejemplo, con la siguiente ecuación de deshidratación del sulfato de cobre(II) pentahidratado:

 

Calor + CuSO4∙5H2O  ¾   CuSO4   +   5 H2O

                                                                       color azul              color blanco

 

Materiales y reactivos:

 

            1 tubo de hemólisis tipo Pyrex.

            Mechero Bunsen.

            Pinza de madera.

            Espátula metálica chica.

            CuSO4∙5H2O

 

 

Procedimiento:

 

            La reacción es sencilla y fácil de llevar a cabo.

 

            Introduce algunos cristales de CuSO4∙5H2O (dos “puntas de espátula”) dentro de un tubo de hemólisis, tratando que queden esparcidos en las paredes del mismo. Observa que los cristales son de color azul intenso.

Calienta suavemente el tubo sobre una llama.

Continúa calentando hasta que observes que los cristales cambian de color y que se condensan gotitas de agua sobre las paredes del tubo.

 

Luego de una deshidratación completa, permite que el tubo se enfríe hasta la temperatura ambiente (esto demorará aproximadamente diez minutos). A continuación,  agrega gotas de agua hasta que el sulfato de cobre(II) recobre su color azul.

Experimento 1

Parte b

 

 

La química del electrón en casa

El clavo cobreado que me has regalado

 

 

Objetivo:

 

Que observes e interpretes reacciones de oxidorreducción (redox) en un sistema muy sencillo.

 

 

Materiales del hogar:

 

Clavos de hierro y una lija.

 

 

 

Introducción:

 

            Ciertas reacciones químicas involucran intercambios de electrones, de modo que algunos de los elementos que forman parte de los reactivos cambian de estado de oxidación al pasar a formar parte de los productos. Estas reacciones se denominan de oxidorreducción (o en forma abreviada, redox). En ellas, uno de los reactivos se reduce (es decir, gana electrones) mientras que el otro se oxida (perdiendo la misma cantidad de electrones).

            En los experimentos de la guía verás que muchos de los procesos descritos se producen por reacciones de tipo redox: la respiración, la corrosión, la fabricación de espejos, la fotosíntesis, y muchos otros fenómenos cotidianos son reacciones de intercambio de electrones. Un ejemplo típico es la oxidación de metales[1]. En este caso, veremos cómo un clavo de hierro puede ser oxidado por iones Cu2+ presentes en solución. La hemirreacción de oxidación del hierro puede representarse así:

 

Fe0 → Fe2+ (ac) + 2 e

 

                        En este caso, sumergiremos al clavo en una solución de sulfato de cobre(II). Los iones Cu2+ pasarán de la solución al clavo, ganando electrones (reduciéndose); son la especie oxidante. Sobre el clavo se depositará una capa muy fina de cobre metálico. Podemos representar el proceso descrito mediante la siguiente hemirreacción de reducción:

Cu2+ (ac) + 2 e → Cu0

 

Procedimiento:

 

            Lija suavemente el clavo a fin de eliminar restos de óxido de hierro. Sumerge el clavo ya lijado en la solución de sulfato de cobre. Al cabo de un tiempo, ¿qué cambios puedes notar? Anota tus observaciones en el cuaderno de laboratorio.

En la "antigüedad" se decía que el hierro del clavo había sido "desplazado" por el Cu(II) presente en la solución. Lo que está ocurriendo en este caso es ni más ni menos que una auténtica reacción redox:

 

Cu2+ (ac) + Fe0 → Cu0 + Fe2+ (ac)

 

que, como toda reacción de intercambio de electrones puede "separarse en dos hemirreacciones", como te mostramos más arriba.

           

Después pueden ocurrir otros procesos: por ejemplo, el hierro puede ser oxidado a Fe(III) por el O2 disuelto en la solución, como verás en la experiencia 3.

         

Extensión de la práctica:

 

            Aquí van algunos ejemplos de experimentos complementarios, para discutir con el profesor:

 

·        Podrías raspar ligeramente al clavo con una lija, para ver que se trata de una capa muy delgada de Cu.

·        Podrías atacar al clavo con diversos ácidos y comparar los efectos en un clavo cobreado y en uno sin tratar. ¿Qué efecto tiene el cobre? ¿Qué especies disuelven al hierro?

·        Podrías probar la experiencia original con clavos oxidados (esto es, cubiertos por una capa de óxido de hierro) y con otros metales, como por ejemplo una placa de zinc sacada de una pila (fíjate en el experimento 7a).

·        Si el colegio pudiera proveer soluciones de nitrato de plata (AgNO3), los clavos se podrían “platear”. ¿Qué procesos ocurren? ¿Son similares a los que observaste e interpretaste en la experiencia original?


 

Experimento 1

Parte c

 

 

Tintas Invisibles

Reacciones misteriosas

 

 

Objetivo:

 

            Que observes y comprendas algunos procesos químicos que desarrollan color, y aprovecharlos para la fabricación de tintas invisibles.

 

 

Materiales del hogar:

 

Jugo de limón, hisopos.

 

Materiales y reactivos:

 

Solución diluida de CoCl2∙2H2O.

Mechero Bunsen.

 

 

 

Procedimiento:

 

Moja un hisopo en la solución de cloruro de cobalto (observa su color y anótalo en tu cuaderno) y escribe algún mensaje en una hoja en blanco. ¿Ves algún color? Una vez que hayas terminado de escribir, calienta el papel flameándolo cerca de un mechero encendido (¡procura que el papel no se prenda fuego!). Observa lo que ocurre y anótalo luego en tu cuaderno.

            Puedes hacer lo mismo escribiendo con jugo de limón. Luego de calentar el papel, verás que las letras son de color negro.

 

Analicemos qué ocurrió en cada caso:

 

El proceso con la solución de cobalto puede describirse con la siguiente ecuación química:

 

Co2+ (ac) + 4 Cl (ac) ¾  CoCl42–

                                                         azul

 

Fíjate que en esta reacción hay un reactivo limitante: el ion cloruro. ¿Por qué?

El ion cobalto(II) sobrante puede formar el hidróxido correspondiente.

Compara lo ocurrido en esta reacción con la de deshidratación del sulfato de cobre. ¿En qué se parecen ambas?

 

            El proceso con el jugo de limón puede describirse con la reacción siguiente, en la que toma parte uno de los componentes del jugo, el ácido cítrico:

 

ác. cítrico (ac) + O2 (g) ®  C   + CO2 (g)

                                                     negro

 

Esta reacción ejemplifica una combustión incompleta. La temperatura o la concentración del oxígeno no llegan a ser lo suficientemente elevadas para quemar todo el ácido cítrico a dióxido de carbono, y entonces, parte del ácido se oxidan sólo parcialmente dando carbono elemental como producto. (¿Cuál es el estado de oxidación del carbono en estos compuestos? ¡Verifícalo en algún libro de química orgánica!)

 

 

NOTAS:

            Los "indicadores de humedad" que viran del rosa (cuando el clima está húmedo) al violeta (cuando el clima está seco) se fabrican a base de CoCl2. Luego de esta experiencia deberías comprender por qué!

            Podrías fabricar otra tinta invisible si utilizas sulfato de cobre diluido para escribir y "revelas" el mensaje con vapores de amoníaco. En este caso, se forma un compuesto más complicado: un compuesto de coordinación (también llamado complejo).

 

Cu2+ + 4 NH3  ¾ Cu(NH3)42+

                             azul intenso


 

[1] Ten en cuenta que por oxidación de metales nos referimos a cualquier reacción por la cual un metal pierde electrones y NO, por ejemplo, al caso particular de la reacción de formación de óxidos de metales a partir del metal elemental.