Práctica 1

En esta práctica vamos a comparar las velocidades de dos reacciones. 

Para ello utilizaremos pastillas efervescentes de mismas características químicas, variando el estado físico; dos vasos de precipitados y agua.

En este proceso químico se puede observar las características de ácido y de base de las sustancias involucradas.

La teoría de Bronsted-Lowry enuncia que un ácido es una especie química capaz de ceder un protón y una base aquella que puede aceptar un protón. La reacción ácido base se consideraría una reacción en la que se intercambian protones.

En la reacción que tiene lugar podemos apreciar como el hidronio cede un protón al carbonato. Esto, según la teoría anterior, demuestra que el hidronio presente en el agua actúa como ácido y el carbonato como base.

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

CO₃^2- + 2H₃O⁺  à H₂CO₃ + H₂O  

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

Trabajaremos con dos vasos de precipitados, en el Vaso 1 introduciremos una pastilla efervescente entera en agua; en el Vaso 2 realizaremos la misma operación pero con la pastilla molida.

En el Vaso 1 se puede observar que la velocidad de la reacción es menor que en el Vaso 2, esto es debido a que el estado de disociación es mayor en el Vaso 2 por lo que podemos concluir que la velocidad depende del estado en el que se encuentre la pastilla. También influye la  película protectora que existe en la pastilla si moler que disminuye el contacto con el agua. A nivel microscópico lo que ocurre es que hay más moléculas en contacto con el agua cuando la pastilla esta molida.

Práctica 2

En esta nueva practica, realizaremos la misma reacción pero con dos objeciones: en primer lugar, ambas pastillas estarán enteras, y en segundo lugar, variaremos la temperatura entre ambos vasos introduciendo hielo en el Vaso 2. La finalidad de esta práctica es comprobar el efecto de la temperatura en la velocidad de la reacción.

Los pasos seguidos en este proceso fueron los siguientes: en primer lugar llenamos ambos vasos de precipitados con agua introduciendo en uno de los mismos, el Vaso 2, un hielo para rebajar su temperatura. En segundo lugar introdujimos en los vasos de precipitados que habíamos preparado previamente ambas pastillas efervescentes.

Al terminar este procedimiento pudimos comprobar que la reacción de la pastilla efervescente del Vaso 1 se produjo con una velocidad mayor que la del Vaso 2 debido a la mayor temperatura del agua del Vaso 1.

Esto se puede explicar cualitativamente ya que el grado de agitación de las partículas es mayor cuanto mayor es la temperatura y por esto se producen mas choques efectivos entre las moléculas aumentando así la velocidad de la reacción. A su vez se pude explicar cuantitativamente des la fórmula de la velocidad y de su constante, donde queda contemplada la temperatura:

Como la T esta dividiendo en un exponente negativo, a mayor T mayor K y con mayor K aumenta la velocidad.

Práctica 3

En esta práctica el objetivo es comprobar como afectan los catalizadores a las reacciones químicas.

Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de una reacción pero no se consumen en el proceso. Participan en la formación de los intermedios de reacción, pero vuelven a regenerarse en otro paso de la reacción. Su acción consiste en rebajar la energía de activación facilitando la formación de un complejo activado de menor energía. Los catalizadores no aparecen en la ecuación química como reactivos o como productos porque se regeneran en el proceso. 

Para comprobar esto utilizaremos la siguiente reacción:

H₂O₂ à H₂O + ½ O₂    

Esta es la reacción de descomposición del agua oxigenada, para nuestro experimento utilizaremos el dióxido de manganeso como catalizador para acelerar este proceso.

Los pasos que seguimos fueron: echamos agua oxigenada en dos tubos de ensayo y les añadimos el catalizador para observar sus efectos. Lo que sucedió fue que en condiciones estándar la reacción de descomposición del agua oxigenada es muy lenta y no se puede observar pero al añadirle el catalizador se aprecia como se acelera este proceso desprendiéndose oxígeno gaseoso que se refleja en las burbujas desprendidas.

Práctica 4

En esta práctica llevaremos a cabo una electrólisis que es el proceso mediante el cual, se fuerza un proceso químico no espontáneo, aplicando una corriente eléctrica al sistema. El objetivo de este proceso puede ser la obtención de sustancias de interés. Nosotros hemos utilizado cloruro de sodio que con el agua se disocia de la siguiente forma:

NaCl (ac) à Na⁺ (ac) + Cl^- (ac)

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

2 Cl^- (ac) àCl₂(g) (en el polo positivo)

2 H⁺ (ac) àH₂(g) (en el polo negativo)

La presencia de H⁺ que se debe a la disociacion de agua en  H⁺ y OH^-

Los pasos seguidos en este experimento son los siguientes: en primer lugar, añadimos agua en un vaso de precipitado, a continuación colocaremos un circuito en el que haya una pila y una bombilla.

Podemos observar como antes de añadir la sal (NaCl) la bombilla no se enciende, algo esperado ya que el agua no es conductora de la electricidad por ser una sustancia covalente. Tras añadir la sal y agitar con una varilla la reacción se puede apreciar que la bombilla se ilumina.

Que se ilumine la bombilla implica que el agua ahora si es conductora de la electricidad y esto es debido a la presencia de los iones  Na⁺ y Cl^-. 

La velocidad de la reacción aumentará si se añade más cantidad de sal ya que su concentración será mayor hasta el punto en el que la disolución este sobresaturada ya que la sal no se disuelve más.

A nivel microscópico las cargas móviles existentes en la disolución de la sal (iones) permiten el tránsito de electrones procedentes de la pila con corriente continua iluminando así la bombilla.

En la imagen anterior observamos el producto de la reacción en la que se libera cloro gaseoso en forma de burbuja en el cátodo. En el ánodo se produce hidrógeno gaseoso pero su apreciación es cuanto menos dificultosa.

En el vídeo que se les presentaba con anterioridad, se nos ve removiendo con una varilla la disolución. Esto lo hacemos simplemente para disolver mas rápidamente la sal y que así la reacción sea más eficaz.

Práctica 5

En esta práctica vamos a prepara una disolución acuosa de una sal e concentración conocida y observar una reacción de precipitación determinando que la ponen de manifiesto.

Para realizar esta práctica seguimos los siguientes pasos: 

Disolución de sulfato de cobre pentahidratado:

En primer lugar preparamos una disolución de 100 mL. de concentración 0.1 M de sulfato de cobre pentahidratado, con esto datos halamos la masa que es de 2.49 g. En segundo lugar tomaremos con un vidrio de reloj y una bascula la masa deseada. En tercer lugar disolvemos la sal en agua en uno de los vaso de precipitados, el Vaso 1, utilizando menos agua de los 100 mL. deseados. En cuarto lugar pasaremos nuestra disolución a una probeta para su correcto enrasado (ahora sí con 100 mL.). Por último, tras enrasar devolveremos la disolución al vaso de precipitados.

Disolución de hidróxido de sodio:

Realizaremos los mismos pasos que para la disolución anterior pero con la salvedad de que la disolución a preparar es de 50 mL. y con concentración 1 M. Con estos datos volvemos a calcular la masa obteniendo 2 g. como masa deseada y repetimos los pasos.

Precipitación:

En un vaso de precipitados añadimos la disolución de sulfato de cobre y la disolución de hidróxido de sodio obteniendo un precipitado solido de color azul.

Filtración:

Con la ayuda de un embudo y un papel de filtro filtramos la mezcla de manera que el precipitado sólido quedara en el filtro, el Cu(OH)₂, y la disolución de Na₂SO₄ pasará el matraz erlenmeyer.

La reacción que ha tenido lugar es:

CuSO₄(ac)+ NaOH(ac) àCu(OH)₂ (s)+ Na₂SO₄ (ac)  

Práctica 6

El objetivo de esta práctica es observar reacciones ácido base y redox determinando los factores observables que las ponen de manifiesto. 

En esta práctica vamos a realizar tres reacciones: la primera y la segunda en tubos de ensayo y la tercera en un vaso de precipitados.

Tubo 1:

El procedimiento que seguimos en esta reacción es en primer añadiremos una punta de espátula de bicarbonato sódico a un tubo de ensayo y lo disolvemos en agua con un volumen de 1/4 de tubo. Tras disuelto la mezcla añadimos con un cuentagotas ácido clorhídrico. Teniendo lugar la siguiente reacción:

CO₃^2- + H₃O⁺ àH₂CO₃ + H₂O

Tubo 2:

El procedimiento seguido esta vez será añadir vinagre (ácido acético, agua, etc.) hasta 1/4 del tubo y tras esto añadimos unas gotas de fenolftaleína y mezclamos. La fenolftaleina es un indicador ácido-base que cambia el color de la disolución al alcanzar el pH deseado. Posteriormente añadiremos gota a gota hidróxido de sodio agitando constantemente hasta que la disolución cambie su color permanentemente.

Vaso 1:

En este vaso introducimos cinc y posteriormente añadimos ácido clorhídrico y esperamos hasta visualiza la reacción. Esta reacción transcurre muy despacio por lo que solo hemos podido observar los primeros síntomas, es decir, un pequeño burbujeo.