Laboratorio Virtual

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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 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 Aluminoterm
ia Preparación de cromo metálico Preparació
n 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 Descom
posición 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
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Aluminotermia Preparación de cromo metálico a
partir óxido de cromo. Cr2O3 2Al ? 2Cr
Al2O3 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 Al2O3
a partir de Al (línea azul, en la parte inferior)
está más favorecido que la formación de Cr2O3 a
partir de Cr (línea verde, en la parte media),
por lo que es posible reducir Cr2O3 a Cr con Al.
La diferencia de energía se libera en forma de
luz y calor.
Diagrama de Ellingham
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Aluminotermia Preparación de manganeso metálico
a partir de óxido de manganeso. Mn2O3 2Al ?
2Mn Al2O3 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 Al2O3
a partir de Al (línea azul, en la parte inferior)
está más favorecido que la formación de Mn2O3 a
partir de Mn (línea roja, en la parte media), por
lo que es posible reducir
Diagrama de Ellingham
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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 H2O ? 2 Na OH- H2
video 1
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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!
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El espejo de plata La experiencia comienza con
la preparación del complejo diaminado de plata
Ag(NH3)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 CH2OH(CHOH)4COH 2Ag(NH3)2 3OH- ?
2Ag(s) CH2OH(CHOH)4 COO 4NH3 2H2O
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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 Cr3, (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 Cr3 y por lo tanto el
viraje de naranja a verde, según la
reacción 3CH3CH2OH 2K2Cr2O7 8H2SO4 ?
3CH3COOH 2Cr2(SO4)3 2K2SO4 11H2O 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
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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 H2O2 ? H2O 1/2 O2 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.
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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 ?E hv ? ?E diferencia de
energía entre los estados excitado y
fundamental h Constante de Planck (6,62 10-34 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.
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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.
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Enlaces Demostration Lab. University of
Wisconsin http//genchem.chem.wisc.edu/demonstrat
ions/ Delights of Chemistry. Leeds
University http//www.chem.leeds.ac.uk/delights/
Chemistry Demostrations on the Web. University
College London http//www.chem.ucl.ac.uk/demonstra
tions/ Chemistry Demonstration Movie
Page http//www.cst.cmich.edu/users/Stock1lj/demos
.htm
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Libros recomendados Chemical Demonstrations A
Handbook for Teachers of Chemistry Vol 1-4 by
Bassam Z. Shakhashiri, Univ of Wisconsin Pr
(December 1983) Chemical Curiositiesby
Herbert W. Roesky, Klaus Möckel, William E.
Russey, T. N. Mitchell Ed. John Wiley Sons
(August 6, 1996) Chemical Magicby Leonard A.
Ford, E. Winston Grundmeier, Dover Pubns 2nd
edition (1993) Classic Chemistry Experiments
by K Hutchings, Royal Society of Chemistry
(1998)