"Lluvia de oro"Objetivo

Observar una reacción de precipitación Comprobar que la solubilidad de las sustancia varía con la

temperatura.

IntroducciónCuando dos compuestos solubles se disuelven en un disolvente, como el agua, pueden reaccionar produciendo un compuesto insoluble que se llama precipitado. Este enturbia la disolución y puede depositarse en el fondo.

Materiales Productos Matraz aforado. Tubos de ensayos. Varilla de agitar. Mechero. Pinzas.

Disolución de KI de 10 g/l. Disolución muy diluida de

Pb(NO3)2 de 10 g/l.

Realización práctica 1.- Preparamos 250 ml de dos disoluciones

acuosas, una de nitrato de plomo (II) y otra de ioduro potásico.

2.- A continuación mezclamos las dos disoluciones del siguiente modo: vertemos 2 ml de la disolución de nitrato de plomo (II) en un tubo de ensayo y añadimos otros 2 ml de la disolución de ioduro potásico. En este momento aparecerá un precipitado de ioduro de plomo (II) en forma de turbidez amarilla brillante.

3.- Se calienta el tubo de ensayo con el precipitado hasta que el precipitado se redisuelva (desaparece el precipitado).

4.- Se deja enfriar el tubo de ensayo y el ioduro de plomo (II) vuelve a precipitar pero esta vez en forma de pequeños cristales que asemeja la lluvia de oro. LLuvia de oro

Precauciones

Si iluminamos el tubo de ensayo mediante los rayos del sol o con una linterna, el precipitado gana en belleza.

El nitrato de plomo de plomo (II) es un producto tóxico por ingestión, por inhalación y por contacto.

Si no desaparece todo el precipitado se puede filtrar la disolución en caliente para eliminar el exceso de ioduro de plomo (II) y que la disolución quede concentrada, por debajo del punto de saturación a esa temperatura.

Cuidado al calentar el tubo de ensayo con el líquido para evitar las proyecciones del líquido.

Explicación científica

Formando la lluvia de oro   (i.d.)

Cuando se mezclan una disolución de ioduro potásico con una disolución de nitrato de plomo (II), se forma un precipitado amarillo de ioduro de plomo (II). También se forma ioduro de potasio pero es soluble y permanece en disolución.El de plomo (II) es un sólido muy insoluble en agua de color amarillo, cuya solubilidad en agua aumenta al aumentar la temperatura.El ioduro de plomo (II) obtenido mediante una reacción química es una sustancia amorfa, pero si lo obtenemos por enfriamiento de una disolución, se forman pequeños cristales que parecen oro.Recuerda los dos precipitados son la misma sustancia. Este fenómeno se conoce como alotropía, y a cada una de esas formas diferentes de presentarse un elemento o un compuesto se le domina “estado alotrópico”.

Curiosidades y otras cosasEsta reacción sirve para identificar la presencia del Ion Pb2+ en la marcha analítica de cationes.El jabón reacciona con los minerales disueltos en las aguas duras provocando una precipitación en forma de espuma blanca.

Bibliografía Lluvia de oro . Reacción del yoduro potásico con nitrato de plomo (II ).

Demostración. LLuvia de oro . Précipitation de l'iodure de plomb: la pluied'or .    

http://www.jpimentel.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/pagweb/la_ciencia_a_tu_alcance_II/quimica/Exp_qui_lluvia_oro.htm

Lluvia de oro

Material que necesitamos

3,3 g de nitrato de plomo II, Pb(NO3 )2 , disueltos en un litro de agua. 3,3 g de yoduro de potasio, Kl, disueltos en un litro de agua. Dos tubos de ensayo.

Dos pipetas de 5 cm 3 . Un mechero de gas para calentar el tubo de ensayo, con las correspondientes pinzas.

Aplicación didácticaSi ponemos en contacto el yoduro de potasio, Kl, y el nitrato de plomo II, Pb(NO3 )2 , se transforman en nitrato de potasio,KNO3, y yoduro de plomo II, Pbl2. Este proceso está descrito por la ecuación:

               2 Kl +Pb(NO3 )2 .2 KNO3 +Pbl2

La flecha hacia abajo indica que el producto no se disuelve en agua y precipita. Este compuesto es amarillo y al precipitar parece una lluvia dorada. Para conseguirlo disuelve los 3,3 g de cada sal en un litro de agua, en botellas separadas. Toma, con pipetas distintas, 5 cm 3 de cada disolución y viértelos en cada tubo de ensayo. Echa el contenido de un tubo en el otro. El aspecto transparente de cada reactivo se convierte en amarillo turbio. Es el yoduro de plomo II que precipita. Calienta con cuidado el tubo de ensayo con la llama del mechero, paseando el tubo por la llama con un movimiento de vaivén.No sigas calentando cuando comience a hervir. En este momento el aspecto se volverá casi transparente: como casi todos los sólidos, el yoduro de plomo II se disuelve mejor en agua caliente que en agua fría. Espera unos instantes y pon el tubo debajo del grifo del agua fría, con cuidado de que no entre agua en el tubo. En pocos minutos se verán unas pequeñas escamas doradas moviéndose en el agua. Es el yoduro de plomo II de nuevo. ¡Parecen de oro!

ELECTROQUIMICA, ELECTROLISIS Y PILAS

Electroquímica : es la parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio,la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

INTRODUCCIONTodas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica, puesto que hay electrones involucrados en todos los tipos de enlaces químicos. Sin embargo, la electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno de oxido-reducción.

Las relaciones entre cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y practica. Las relaciones químicas pueden utilizarse para producir energía eléctrica (en pilas que se llaman pilas voltaicas o galvánicas). La energía eléctrica puede utilizarse para realizar transformaciones químicas (en pilas electrolíticas). Además el estudio de los procesos electroquímicos lleva a la comprensión y a la sistematización de los fenómenos de oxido-reducción que ocurren fuera de las pilas.

Corriente eléctrica y movimiento de iones

Célula voltaicaUna célula voltaica aprovecha la electricidad de una reacción química espontánea para encender una bombilla (foco). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos. El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica. Obsérvese que el metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la bombilla por una batería la reacción se invertirá, creando una célula electrolítica.

La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrólito (o

compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

La acción de una corriente sobre un electrólito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis.

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue la ley descubierta por el químico físico británico Michael Faraday. Esta ley afirma que la cantidad de material depositada en cada electrodo es proporcional a la intensidad de la corriente que atraviesa el electrólito, y que la masa de los elementos transformados es proporcional a las masas equivalentes de los elementos, es decir, a sus masas atómicas divididas por sus valencias.

Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente. Las reacciones de este tipo pueden entenderse con un ejemplo, el funcionamiento de un tipo sencillo de pila (batería) electroquímica. Al colocar una varilla de cinc en una disolución diluida de ácido sulfúrico, el cinc, que es un reductor, se oxida fácilmente, pierde electrones y los iones cinc positivos se liberan en la disolución, mientras que los electrones libres se quedan en la varilla de cinc. Si se conecta la varilla por medio de un conductor a un electrodo de metal inerte colocado en la disolución de ácido sulfúrico, los electrones que están en este circuito fluirán hacia la disolución,donde serán atrapados por los iones hidrógeno positivos del ácido diluido. La combinación de iones y electrones produce gas hidrógeno, que aparece como burbujas en la superficie del electrodo. La reacción de la varilla de cinc y el ácido sulfúrico produce así una corriente en el circuito externo. Una pila electroquímica de este tipo se conoce como pila primaria o pila voltaica.

En la batería de acumuladores, o acumulador (conocida comúnmente como pila secundaria), se proporciona energía eléctrica desde una fuente exterior, que se almacena en forma de energía química. La reacción química de una pila secundaria es reversible, es decir, se produce en un sentido cuando se carga la pila, y en sentido opuesto cuando se descarga. Por ello, una pila secundaria puede descargarse una y otra vez.

APLICACIONES INDUSTRIALES

La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna. La sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel.

Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno,se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente.

Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. La galvanotécnia, otra aplicación industrial electrolítica, se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base. También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.

CONDUCCION METALICAUna corriente eléctrica es el flujo de la carga eléctrica. En los metales esta carga es llevada por los electrones y la conducción eléctrica de este tipo se llama conducción metálica. La corriente resulta de la aplicación de una fuerza eléctrica suministrada por una pila, batería, o alguna otra fuente de energía eléctrica. Se necesita un circuito completo para producir una corriente.

Los cristales metálicos pueden describirse en los términos de nubes de electrones en movimiento atravesando las redes relativamente fijas de los iones metálicos positivos. Cuando los electrones se dirigen hacia una terminal del alambre metálico, los electrones en movimiento desplazan otros electrones de la nube en el punto de entrada. Los electrones desplazados, a su vez, adquieren nuevas posiciones empujando los electrones vecinos hacia delante y este efecto se trasmite por el alambre hasta que los electrones son forzados fuera del alambre en el extremo opuesto. La fuente de energía puede ser considerada un bomba de electrones, pues sirve para forzar a los electrones por uno de los terminales de circuito y sacarlos por el otro extremo. En cualquier posición en el alambre, se conserva la neutralidad eléctrica, pues la velocidad de entrada de los electrones iguala la velocidad de salida de los mismos. Hace mucho se conoce la analogía entre el flujo de la electricidad fue descrita en términos de una corriente de " fluido eléctrico". Convencionalmente, desde hace tiempo (en los tiempos de Benjamin Franklin, 1747), antes de que se identificara el electrón, se adscribe una carga positiva a esta corriente. Interpretaremos los circuitos eléctricos en términos del movimiento del electrón. Sin embargo, debemos recordar que la

corriente eléctrica convencional es descrita arbitrariamente como positiva y fluye en dirección opuesta.

La corriente eléctrica se mide en amperes (A). LA cantidad de carga eléctrica se mide en coulombs (C); el coulombs se define como la cantidad de electricidad transmitida en un segundo mediante una corriente de un ampere. Por consiguiente:

1 A = 1 C/s y 1 C = 1 A.s

La corriente eléctrica se hace pasar a través del circuito mediante una diferencia de potencial eléctrico, el cual se mide en volts (V). Se necesita un joule de trabajo para mover un coulomb desde un potencial mas bajo a uno mas alto cuando la diferencia de potencial es de un volt. Un volt, por consiguiente,es igual a un joule coulomb y un volt coulomb es una unidad de energía e igual a un joule.

1 V = 1 J/C

1 V . C = 1 JMientras mayor sea la diferencia de potencial entre dos puntos en un alambre dado, mayor será la corriente que transporte el alambre entre estos dos puntos. Georg Simon Ohm, en 1826, expreso la relación cuantitativa entre la diferencia de potencial, E, en voltios y la corriente, I, en amperes, como:

I = E/ R o E = I . R

donde la constante de proporcionalidad, R, de la ley de Ohm se llama la resistencia. La resistencia se mide en ohms (Ω). Se requiere un volt para transportar una corriente de un ampere a través de una resistencia de un ohm.

La resistencia para el flujo de electricidad en los metales es originada probablemente por la vibración de los iones metálicos en sus posiciones del cristal. Estas vibraciones interfieren con el movimiento de los electrones y retardan la corriente. A medida que aumenta la temperatura, aumenta el movimiento térmico de los iones metálicos. Por lo tanto, la resistencia de los metales aumenta y se convierten en conductores deficientes.

CONDUCCION ELECTROLITICALa conducción electrolítica,en la cual la carga es transportada por los iones, no ocurrirá a menos que los iones del electrólito se puedan mover libremente. Por consiguiente, la conducción electrolítica es exhibida principalmente por sales fundidas y por soluciones acuosas de electrólitos. Por consiguiente, una corriente que pase a través de un conductor electrolítico requiere que el cambio químico acompañe el movimiento de los iones.

Estos principios de conducción electrolítica se ilustran mejor refiriéndonos a una pila electrolítica tal como la representa la figura "1", para la electrólisis del NaCl fundido entre electrodos inertes (los electrodos inertes no participan en reacciones de electrodos). La fuente de corriente envía electrones hacia el electrodo izquierdo, el cual por lo tanto puede considerarse cargado negativamente. Los electrones salen del electrodo de la derecha, el electrodo positivo. En el campo eléctrico así producido,los iones de sodio (catiónes) son atraídos hacia el polo positivo (ánodo). La carga eléctrica en la conducción electrolítica es transportada por los cationes que se mueven hacia el cátodo y los aniones que se mueven en dirección opuesta hacia el ánodo.

Figura "1" Electrólisis del cloruro de sodio fundido

Para un circuito completo la reacción del electrodo debe acompañar el movimiento de los iones. En el cátodo algunas especies químicas (no necesariamente el transportador de carga) debe aceptar electrones y debe reducirse. En el ánodo, los electrones deben ser separados de algunas especies químicas que, como consecuencia, se oxidan. La s convenciones relativas a los términos ánodo y cátodo se resumen el la tabla "A".

  Cátodo Anodo

Iones atraídos

Dirección del movimiento electrónico

Media reacción

Cationes

Dentro de la pila

Reacción

aniones

Fuera de la pila oxidación

Signo    

Pila de electrólisis

Pila galvánica

negativo

positivo

positivo

negativo

En la pila del diagrama, los iones sodio se reducen en el cátodo:

Na+ + e- Na

y los iones cloruro se oxidan en el ánodo.

2 Cl- Cl2 + 2 e-

La suma adecuada de estas dos ecuaciones parciales de la reacción para toda la pila es:

2 NaCl(L)electrólisis- 2Na(L) + Cl2(G)

En la operación real de una pila comercial utilizada para producir sodio metálico, se agrega cloruro de calcio para hacer descender el punto de fusión del cloruro de sodio y la pila se opera a una temperatura aproximada de 600 °C. A esta temperatura, el sodio metálico es un líquido.

Podemos trazar el flujo de la carga negativa a través del circuito de la figura "1" como sigue: los electrones dejan la fuente de corriente y son enviados al cátodo donde son recogidos y reducidos los iones sodio que han sido atraídos a este electrodo negativo. Los iones cloruro se mueven del cátodo hacia el ánodo y así transportan carga negativa en esta dirección. En el ánodo, los electrones son removidos de los iones cloruro, oxidándolos a cloro gaseoso. Estos electrones son sacados de la pila por la fuente de corriente. En esta forma, se completa el circuito.

La conducción electrolítica se basa entonces sobre la movilidad de los iones y cualquier cosa que inhiba el movimiento de estos origina una resistencia a la corriente.

Los factores que influyen en la conductividad eléctrica de las soluciones de electrolitos incluyen atracciones interiónicas, solvatación de iones y viscosidad del disolvente. Estos factores se fundamentan sobre atracciones soluto-soluto y soluto-disolvente e interacciones disolvente-disolvente, respectivamente. El promedio de energía cinética de los iones soluto aumenta a medida que se eleva la temperatura y, por consiguiente, la resistencia de los conductores electroliticos disminuye por lo general a medida que se aumenta la temperatura.

En todo momento, la solución es eléctricamente neutra. La carga total positiva de todos los cationes iguala la carga total negativa de todos los aniones.

ELECTROLISISLa electrólisis del cloruro de sodio fundido sirve como fuente comercial de sodio metálico y cloro gaseoso. Procedimientos similares se usan para preparar otros metales muy activos (tales como potasio y calcio). Cuando se electrolizan ciertas soluciones acuosas, el agua esta involucrada en las reacciones de los electrodos en vez de los iones derivados del soluto; por lo tanto, los iones transportadores de corriente no se descargan necesariamente en los electrodos.

En la electrólisis del sulfato de sodio acuoso, los iones sodio se desplazan hacia el cátodo y los iones sulfato se mueve hacia el ánodo (figura "2"). Ambos iones se descargan difícilmente; cuando esta electrólisis se lleva a cabo entre los electrodos inertes, se desprende hidrogeno gaseoso en el cátodo y la solución que rodea el electrodo se hace alcalina.

cátodo ánodo

Figura "2" Electrólisis del sulfato de sodio acuoso

2 e- + 2 H2O H2(G) + 2 OH- 2 H2O O2(G) + 4 H+ + 4 e-

La reducción ocurre en el cátodo pero en vez de la reducción del ion sodio.

e+ + Na+ Nael cambio neto que ocurre es la reducción del agua.

2 e- + 2 H2O H2(G) + 2 OH-

El agua es un electrolito demasiado débil. El agua pura se ioniza aproximadamente 2 x 10-7 % a 25 °C.

2 H2O H3O+ + OH-

o, mas brevemente,

H2O H+ + OH-

No se conoce el mecanismo exacto de la reacción en el cátodo de la electrólisis del Na2SO4 acuoso. Puede ser que los iones de hidrógeno del agua se descargan y que la reacción procede como sigue:

H2O H+ + OH-

2 e- + 2 H+H2(G)

La multiplicación de la primera ecuación por 2 seguida por la adición de las dos ecuaciones da el cambio sigue:

2 e- + 2 H2O H2(G) + 2 OH-

En general, el agua se reduce en el cátodo (produciendo hidrógeno gaseoso e iones hidróxido) a pesar de que el catión del soluto es difícil de reducir.

La oxidación ocurre en el ánodo y en la electrólisis del Na2SO4 acuoso, los aniones (SO4=)

que emigran hacia el ánodo son difíciles de oxidar:

2 SO4= S2O8

= + 2 e-

Por consiguiente, la oxidación del agua se efectúa preferencialmente. La forma de esta reacción puede ser:

H2O H+ + OH-

4 OH-O2(G) + 2 H2O + 4 e-

Multiplicando la primera ecuación por 4 y sumando la ecuaciones, obtenemos el cambio neto:

2 H2O O2(G) + 4 H+ + 4 e-

En el ánodo se observa el desplazamiento del oxígeno gaseoso y la solución que rodea al polo se vuelve ácida. En general, el agua se oxida en el ánodo (produciendo oxigeno gaseoso e iones de hidrogeno) mientras que el anión del soluto es difícil de oxidar.

La reacción completa para la electrólisis del Na2SO4 acuoso se puede obtener sumando las reacciones del ánodo y del cátodo:

2 [ 2 e- + 2 H2O

H2(G) + 2 OH- ]

2 H2O O2(G) + 4 H+ + 4 e-

6 H2O 2 H2(G) + O2(G) + 4 H+ + 4 OH-

Si se mezcla la solución, los iones hidrogeno e hidróxido producidos se neutralizan entre si y el cambio neta.

2 H2O -electrólisis- 2 H2(G) + O2(G)

es meramente la electrólisis del agua. En el transcurso de la electrólisis, el ion hidrogeno se aleja del ánodo, de donde se produce, hacia el cátodo. En forma similar,los iones hidróxido se mueven hacia el ánodo. Estos iones se neutralizan entre si en la solución entre los dos electrodos.

Se utilizan evaporadores para obtener hidróxido de sodio de la solución derivada de la electrólisis de cloruro de sodio acuoso. HookerChemical Co.

La electrólisis de una solución acuosa de NaCl entre electrodos inertes sirve como un ejemplo de un proceso en el cual se descarga el anión del electrolito, pero el catión no:

Anodo 2 Cl- Cl2(G) + 2 e-

Cátodo

2 e- + 2 H2O

H2(G) + 2 OH-

2 H2O + 2 Cl-

H2(G) + Cl2(G) + 2 OH-

Puesto que el ion sodio permanece sin modificación en la solución, la reacción se puede indicar.

2 H2O + 2 Na+ + 2 Cl- -----electrólisis- H2(G) + Cl2(G) + 2 Na+ + 2 OH-

Este proceso es una fuente comercial del hidrogeno gaseoso, cloro gaseoso y, por evaporación de la solución restante de la electrólisis, hidróxido de sodio.

En la electrólisis de una solución de CuSO4 entre electrodos, la corriente es transportada por los iones Cu ²+ y SO4

=. La corriente que transporta los cationes se descarga, pero los aniones no:

Anodo 2 H2O O2(G) + 4 H+ + 4 e-

Cátodo 2 [ 2 e- + Cu ²+ Cu(S) ]2 Cu+ + 2 H2O O2(G) + 2 Cu(S) + 4 H+

Figura "3" Electrólisis de una solución de sulfato cúprico entre electrodos de cobre

Por supuesto, es posible tener ambos iones del sulfato descargados durante la electrólisis de una solución acuosa. Un ejemplo es la electrólisis del CuCl2 entre electrodos inertes:

Anodo 2 Cl- Cl2(G) + 2 e-

Cátodo

2 e- + Cu ²+ Cu(S)

Cu ²+ + 2 Cl- Cu(S) +

Cl2(G)

También es posible tener el electrodo mismo dentro de una reacción de electrodo. Si el CuSO4 se electroliza entre dos electrodos de cobre (figura "3 "), los iones Cu ²+ se reducen en el cátodo.

2 e- + Cu ²+ Cupero de las tres posibles oxidaciones anódicas:

2 SO4= 2 S2O4

= + 2 e-

2 H2O O2(G) + 4 H+ + 4 e-

Cu(S) Cu ²+ + 2 e-

Se observa que ocurre la oxidación del cobre metálico del electrodo. Por esto, en el ánodo, el cobre del electrodo va a la solución como iones Cu ²+ y, en el cátodo, los iones Cu ²+ se depositan como Cu(S) sobre el electrodo. Este proceso se usa para refinar cobre. El cobre contaminado se utiliza como el ánodo de una pila electrolítica y la solución de CuSO4 está electrolizada. El cobre puro se deposita sobre el cátodo. Los electrodos activos también son utilizados en los procesos de electroplateado. En el electroplateado de plata, se utilizan ánodos de plata.

ESTEQUIOMETRIA DE LA ELECTROLISISLas relaciones cuánticas entre electricidad y cambio químico fueron descritas originalmente por Michael Faraday en 1832 y 1833. El trabajo de Faraday se conoce mejor por la referencia a las medias reacciones que ocurren durante la electrólisis. El cambio en el cátodo durante la electrólisis del cloruro de sodio fundido:

Na+ + e-Naindica que requiere un electrón para producir un átomo de sodio. Se requiere un mol electrones (numero de Avogadro de electrones) para producir un mol de átomos de sodio

metálico (22,9898g de Na). La cantidad de carga equivalente a un mol electrones se llama Faraday (F) y se encontró que es igual a 96, 485 coulombs (C), el cual, para problemas de trabajo, por lo general se ha aproximado a 96,5 C.

1 F = 96,5 CSi se utilizan 2F de electricidad, se producirán dos moles de Na al mismo tiempo que el equivalente de electrones a 1F de electricidad se agrega al cátodo, ese mismo numero de electrones se saca del ánodo,

2 Cl-Cl2(G) + 2 e-

La extracción de 1 mol de electrones (1F) del ánodo dará como resultado la descarga de 1 mol de iones Cl- y la producción de 0,5 moles de cloro gaseoso.

Si 2F de electricidad fluyen a través de la pila, 2 moles de iones Cl- se descargaran y 1 mol de Cl2 gas se libera.

Por consiguiente, las reacciones de los electrodos pueden interpretarse en términos de moles y faradays. La oxidación del ion hidróxido en el ánodo, por ejemplo,

4 OH-O2(G) + 2 H2O + 4 e-

puede leerse como que dice que 4 moles de iones OH- producen 1 mol de O2 gaseoso y 2 moles de H2O cuando pasan 4F de electricidad a través de la pila.

Las relaciones entre moles de sustancias y faradays de electricidad son las bases de los cálculos estequeométricos que comprende la electrólisis. Recordemos que un ampere (1A) es igual a la velocidad de una corriente de un coulomb (1C) por segundo.

1 A = 1 C/sEn la figura "4 " dos pilas electrolíticas se montan es serie. La electricidad pasa primero a través de una pila y luego a través de la otra antes de regresar a la fuente de corriente. Si se electroliza nitrato de plata en una de las pilas, la reacción catódica es,

Ag+ + e- Ag(S)

y se deposita plata metálica en el electrodo utilizado. Si se pesa este electrodo antes y después de la electrólisis, si se puede determinar la cantidad de plata depositada y por lo

tanto el numero de coulombs que pasan a través de la pila. Un faraday depositara 107,868g de plata. Por consiguiente, un coulomb es equivalente a,

Ver Figura "4" coulómetro de plata en serie con una pila electrólisis

PILAS VOLTAICASUna pila que se utiliza como fuente de energía eléctrica se llama pila voltaica o galvánica en honor de Alessandro G. Volta (1800) o Luigi Galvani (1780), quienes primero experimentaron con la conversión de la energía química en energía eléctrica. La reacción entre cinc metálico y iones de cobre (II) en solución ilustra un cambio espontáneo en el cual se transfieren los electrones:

Zn(S) + Cu ²+(AC) Zn ²+

(AC) + Cu(S)

No se conoce el mecanismo exacto mediante el cual ocurre la transferencia de electrones. Sin embargo, podemos representar la reacción anterior como una combinación de dos medias reacciones:

Zn(S) Zn ²+(AC) + 2 e-

2 e- + Cu ²+(AC) Cu(S)

En una pila voltaica, estas medias reacciones se realizan en electrodos diferentes de forma tal que la transferencia de electrones tiene lugar a través de un circuito eléctrico externo mas bien que entre el cinc metálico y los iones de cobre (II).

La pila de la figura "5 " esta diseñada para usar esta reacción para producir una corriente eléctrica. La media pila de la izquierda contiene un electrodo de cinc metálico y solución de ZnSO4. La media pila de la derecha consiste en un electrodo de cobre metálico en solución de CuSO4. Las medias pila están separadas por separador poroso que evita la mezcla mecánica de las soluciones pero permite el paso de iones bajo la influencia del flujo eléctrico. Una pila de este tipo se llama pila de Daniell.

Figura "5" La pila de Daniell

Cuando los electrodos de cinc están unidos por un alambre metálico, los electrones fluyen del electrodo de cinc y cobre. En el electrodo de cinc, en cinc metálico se oxida a iones cinc. Este electrodo es el ánodo, y los electrones que son el producto de la oxidación abandonan la pila desde este polo. Los electrones se desplazan por el circuito externo hasta el electrodo de cobre, donde se utilizan en la reducción de los iones cobre (II) a cobre metálico. El cobre así producido se deposita sobre el electrodo. El electrodo de cobre es el cátodo. Aquí, los electrones entran a la celda y se realiza la reducción.

Puesto que los electrones se producen en el electrodo de cinc, este ánodo se designa como polo negativo. Los electrones se desplazan del polo negativo al polo positivo en el circuito externo de la pila voltaica cuando la pila esta en operación. El catado, donde los electrones se utilizan en el electrodo de reacción, es, por consiguiente,el polo positivo. Dentro de la pila, el movimiento de los iones completa el circuito eléctrico. A primera vista, es sorprendente que los aniones, que es el electrodo negativo. En la misma forma, los cationes, que transportan una carga positiva, se desplazan hacia el cátodo que el polo positivo.

Una cuidadosa consideración de las reacciones del electrodo provee la respuesta a este problema. En el ánodo se producen los iones cinc y los electrones permanecen en el metal. La neutralidad de la solución se mantiene en todo momento. En la solución que rodea el electrodo debe existir tanta carga negativa de los aniones como positiva de los cationes. Por esta razón, los iones SO4

= se desplazan hacia el ánodo para neutralizar el efecto de los iones Zn= que se producen. Al mismo tiempo, los iones cinc se alejan del ánodo hacia el cátodo. En el cátodo, los electrones se utilizan para reducir los iones Cu ²+ a cobre metálico. Mientras que los iones Cu ²+ se descargan, mas iones Cu ²+ se mueven hacia la región que rodea el cátodo para ocupar el lugar de los iones removidos. Si no ocurriera esto, se acumularía un exceso de iones SO4

= alrededor del cátodo.

El separador poroso se agrega para evitar la mezcla mecánica de las soluciones de las dos medias pilas. Si los iones Cu ²+ se pusieran en contacto con el electrodo del cinc metálico, Los electrones serian transferidos directamente en vez de pasar por el circuito. En la operación normal de la pila no ocurre este "cortocircuito" debido a que los iones Cu ²+ se mueven en dirección distinta del electrodo de cinc. Realmente, esta pila trabajaría si una solución de un electrolito diferente del ZnSO4fuese utilizado en el comportamiento del ánodo y si un metal diferente del cobre fuese utilizado para cátodo. Sin embargo, los sustituyentes deben escogerse de tal forma que el electrolito en el comportamiento del ánodo no reaccione con el electrodo de cinc y el cátodo no reaccione con los iones Cu ²+.

PILA ELECTRICAMecanismo que convierte la energía química en eléctrica. Todas las pilas consisten en un electrólito (que puede ser líquido, sólido o en pasta), un electrodo positivo y un electrodo negativo. El electrólito es un conductor iónico; uno de los electrodos produce electrones y el otro electrodo los recibe. Al conectar los electrodos al aparato que hay que alimentar, llamado carga, se produce una corriente eléctrica.

Las pilas en las que el producto químico no puede volver a su forma original una vez que la energía ha sido convertida (es decir, que las pilas se han descargado), se llaman pilas primarias o voltaicas. Las pilas en las que el producto químico puede ser reconstituido pasando una corriente eléctrica a través de él en dirección opuesta a la operación normal de la pila, se llaman pilas secundarias o acumuladores.

Pila de dicromatoDesarrollada en 1850, la pila de dicromato consistía en electrodos de cinc y carbono situados en un frasco de cristal lleno de ácido crómico. El diseño de esta batería fue considerado mucho más seguro que el de sus predecesoras, pues no utiliza ácido nítrico concentrado que desprende humos venenosos.

PILAS PRIMARIASLa pila primaria más común es la pila Leclanché o pila seca, inventada por el químico francés Georges Leclanché en los años sesenta. La pila seca que se utiliza hoy es muy similar al invento original. El electrólito es una pasta consistente en una mezcla de cloruro de amonio y cloruro de cinc. El electrodo negativo es de cinc, igual que la parte exterior de la pila, y el electrodo positivo es una varilla de carbono rodeada por una mezcla de carbono y dióxido de manganeso. Esta pila produce una fuerza electromotriz de unos 1,5 V.

Otra pila primaria muy utilizada es la pila de cinc-óxido de mercurio, conocida normalmente como batería de mercurio. Puede tener forma de disco pequeño y se utiliza en audífonos, células fotoeléctricas y relojes de pulsera eléctricos. El electrodo negativo es de cinc, el electrodo positivo de óxido de mercurio y el electrólito es una disolución de hidróxido de potasio. La batería de mercurio produce unos 1,34 V.

La pila de combustible es otro tipo de pila primaria. Se diferencia de las demás en que los productos químicos no están dentro de la pila, sino que se suministran desde fuera.

PILAS SECUNDARIAS

El acumulador o pila secundaria, que puede recargarse revirtiendo la reacción química, fue inventado en 1859 por el físico francés Gaston Planté. La pila de Planté era una batería de plomo y ácido, y es la que más se utiliza en la actualidad. Esta batería que contiene de tres a seis pilas conectadas en serie, se usa en automóviles, camiones, aviones y otros vehículos. Su ventaja principal es que puede producir una corriente eléctrica suficiente para arrancar un motor; sin embargo, se agota rápidamente. El electrólito es una disolución diluida de ácido sulfúrico, el electrodo negativo es de plomo y el electrodo positivo de dióxido de plomo. En funcionamiento, el electrodo negativo de plomo se disocia en electrones libres e iones positivos de plomo. Los electrones se mueven por el circuito eléctrico externo y los iones positivos de plomo reaccionan con los iones sulfato del electrólito para formar sulfato de plomo. Cuando los electrones vuelven a entrar en la pila por el electrodo positivo de dióxido de plomo, se produce otra reacción química. El dióxido de plomo reacciona con los iones hidrógeno del electrólito y con los electrones formando agua e iones plomo; estos últimos se liberarán en el electrólito produciendo nuevamente sulfato de plomo.

Un acumulador de plomo y ácido se agota porque el ácido sulfúrico se transforma gradualmente en agua y en sulfato de plomo. Al recargar la pila, las reacciones químicas descritas anteriormente se revierten hasta que los productos químicos vuelven a su condición original. Una batería de plomo y ácido tiene una vida útil de unos cuatro años. Produce unos 2 V por pila. Recientemente, se han desarrollado baterías de plomo para aplicaciones especiales con una vida útil de 50 a 70 años.

Otra pila secundaria muy utilizada es la pila alcalina o batería de níquel y hierro, ideada por el inventor estadounidense Tomas Alva Edison en torno a 1900. El principio de funcionamiento es el mismo que en la pila de ácido y plomo, pero aquí el electrodo negativo es de hierro, el electrodo positivo de óxido de níquel y el electrólito es una disolución de hidróxido de potasio. La pila de níquel y hierro tiene la desventaja de desprender gas hidrógeno durante la carga. Esta batería se usa principalmente en la industria pesada. La batería de Tomas Alva Edison tiene una vida útil de unos diez años y produce aproximadamente unos 1,15 V.

Otra pila alcalina similar a la batería de Tomas Alva Edison es la pila de níquel y cadmio o batería de cadmio, en la que el electrodo de hierro se sustituye por uno de cadmio. Produce también 1,15 V y su vida útil es de unos 25 años.

PILAS SOLARESLas pilas solares producen electricidad por un proceso de conversión fotoeléctrica. La fuente de electricidad es una sustancia semiconductora fotosensible, como un cristal de silicio al que se le han añadido impurezas. Cuando la luz incide contra el cristal, los electrones se liberan de la superficie de éste y se dirigen a la superficie opuesta. Allí se recogen como corriente eléctrica. Las pilas solares tienen una vida muy larga y se utilizan sobre todo en los aviones como fuente de electricidad para el equipo de a bordo.

PILA DE COMBUSTIBLE

Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción química se convierte directamente en electricidad. A diferencia de la pila eléctrica o batería, una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada; funciona mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde fuera de la pila.

Una pila de combustible consiste en un ánodo en el que se inyecta el combustible - comúnmente hidrógeno,amoníaco o hidracina - y un cátodo en el que se introduce un oxidante - normalmente aire u oxígeno. Los dos electrodos de una pila de combustible están separados por un electrólito iónico conductor. En el caso de una pila de combustible de hidrógeno-oxígeno con un electrólito de hidróxido de metal alcalino, la reacción del ánodo es 2H2 + 4OH- + 4H2O + 4e- y la reacción del cátodo es O2 + 2H2O + 4e- + 4OH-. Los electrones generados en el ánodo se mueven por un circuito externo que contiene la carga y pasan al cátodo. Los iones OH- generados en el cátodo son conducidos por el electrólito al ánodo, donde se combinan con el hidrógeno y forman agua. El voltaje de la pila de combustible en este caso es de unos 1,2 V pero disminuye conforme aumenta la carga. El agua producida en el ánodo debe ser extraída continuamente para evitar que inunde la pila. Las pilas de combustible de hidrógeno-oxígeno que utilizan membranas de intercambio iónico o electrólitos de ácido fosfórico fueron utilizadas en los programas espaciales Gemini y Apolo respectivamente. Las de ácido fosfórico tienen un uso limitado en las instalaciones eléctricas generadoras de energía.

Actualmente se están desarrollando las pilas de combustible con electrólitos de carbonato fundido. El electrólito es sólido a temperatura ambiente, pero a la temperatura de operación (650 a 800 °C), es un líquido con iones carbonato conductores. Este sistema tiene la ventaja de utilizar monóxido de carbono como combustible, por lo que pueden utilizarse como combustible mezclas de monóxido de carbono e hidrógeno como las que se producen en un gasificador de carbón.

También se están desarrollando pilas de combustible que emplean dióxido de circonio sólido como electrólito. Estas pilas se llaman pilas de combustible de óxido sólido. El dióxido de circonio se convierte en un conductor iónico a unos 1.000 C. Los combustibles más adecuados son el hidrógeno, el monóxido de carbono y el metano, y al cátodo se le suministra aire u oxígeno. La elevada temperatura de operación de las pilas de combustible de óxido sólido permite el uso directo de metano, un combustible que no requiere catalizadores costosos de platino sobre el ánodo. Las pilas de combustible de óxido sólido tienen la ventaja de ser relativamente insensibles a los contaminantes del combustible, como los compuestos de azufre y nitrógeno que empeoran el rendimiento de otros sistemas de combustible.

La temperatura relativamente elevada de operación de las pilas de combustible de carbonato fundido y óxido sólido facilitan la eliminación en forma de vapor del agua producida por la reacción. En las pilas de combustible de baja temperatura se deben tomar medidas para eliminar el agua líquida de la cámara del ánodo.

ELECTRODO

Componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado convencional del circuito a un medio conductor como un electrólito o un gas. El electrodo de carga positiva se denomina ánodo y el de carga negativa cátodo. La batería seca común utiliza un ánodo de carbono y un cátodo de cinc en contacto con una disolución electrolítica. Los electrodos de arco voltaico están fabricados con carbono y los electrodos empleados en la soldadura por arco están elaborados con un metal revestido de fundente. Los electrodos de los tubos de vacío están fabricados con carbono y diversos metales y aleaciones, según el uso al que estén destinados.

FUERZA ELECTROMOTRIZSi se emplean soluciones de ZnSO4 1M y CuSO4 1M en la pila de Daniell, la pila puede representarse por los símbolos:

Zn(S) | Zn ²+ (1M) | Cu ²+ (1M) | Cu(S)

en los cuales las líneas verticales representan limites de fases. Convencionalmente, se escribe primero la sustancia que forma el ánodo. Los otros materiales de la pila se escriben en el orden en que uno los encuentra: del ánodo hacia el cátodo. La composición del cátodo se da como ultimo dato.

La corriente eléctrica se produce por una pila voltaica como resultado de la fuerza electromotriz (fem) de la pila, la cual se mide en voltios. Entre mayor sea la tendencia a la cual ocurra la reacción de la pila,mayor será la fuerza electromotriz de la pila. Sin embargo, la fem de una pila dada también depende de la concentración de las sustancias utilizadas para hacer la pila.

La fuerza electromotriz estándar E se refiere a la fem de una pila a 25 °C, en la cual todo los reactivos y productos se hallan presentes en sus estados estándar. El estado estándar de un sólido o un líquido es, naturalmente, el sólido puro o el líquido puro. El estado estándar de un gas o una sustancia en solución es un estado definido de unidad de actividad ideal; o sea, se han aplicado correcciones para las desviaciones de lo ideal originadas por las atracciones intermoleculares e interionicas. Debido a una aproximación y dado por lo anteriormente explicado, una pila estándar contendría iones a concentraciones 1M y gases a 1 atmósfera de presión. En las celdas mencionadas mas adelante, las concentraciones se indicaran solo si se desvían de lo estándar. Si la fuerza electromotriz de una pila se utiliza como medida de la tendencia para que ocurra la reacción de la pila, el voltaje debe ser el máximo valor obtenido para la pila en particular bajo consideración. Si existe un apreciable flujo de electricidad durante la medida, se reducirá el voltaje medido, E, debido a la resistencia interna de la pila. Además, cuando la pila distribuye corriente, las reacciones del electrodo producen cambios de concentración que reducen el voltaje.

Por consiguiente, la fem de una pila debe medirse sin flujo de electricidad apreciable a través de la pila. Esta medida esta acompañada por el uso de un potenciómetro. El circuito de un potenciómetro incluye una fuente de corriente de voltaje variable y un sistema para

medir este voltaje. La pila bajo estudio esta conectada al circuito del potenciómetro en tal forma que la fuerza electromotriz de la pila se opone a la fem de la corriente del potenciómetro.

Si la fem de la pila es mayor que la del potenciómetro,los electrones fluirán en la dirección normal para descargar espontáneamente la pila de ese tipo. Por otra parte, si la fem de la fuente de corriente del potenciómetro es mayor que la de la pila, los electrones se moverán en la dirección opuesta, haciendo que la reacción de la pila se invierta. Cuando las dos fem están exactamente balanceadas, no fluirán los electrones. Este voltaje es la fem reversible de la pila. La fem de una pila estándar de Daniell es 1,10 V.

Las leyes de Faraday se aplican a las reacciones de las pilas voltaicas, como así también a las pilas electrolíticas. Sin embargo, debe observarse una precaución, la electricidad es producida por las simultaneas medias reacciones de oxidación y reducción que ocurren en el ánodo y el cátodo, respectivamente. Ambas deben realizarse si la pila va a producir corriente. Por lo tanto, se producirán dos faradays de electricidad por la oxidación de 1 mol de cinc en el ánodo junto con la reducción de 1 mol de iones Cu ²+ en el cátodo. Las ecuaciones parciales son:

Anodo Zn Zn ²+ + 2 e-

Cátodo

2 e- + Cu ²+ Cu

Cuando se leen en términos de moles, representan el flujo de dos veces el numero de Avogadro de electrones o la producción de 2F de electricidad.

La cantidad de energía eléctrica en joules producida por unas pila es el producto de la cantidad de electricidad desprendida en coulombs, y la fem de la pila en volts. La energía eléctrica producida por la reacción entre 1 mol de cinc metálico y 1 mol de iones de cobre (II) se puede calcular como sigue:

2 (96,5 C).(1,10V) = 212,000 J = 212 kJUn volt coulomb es un joule.

La fem utilizada en el calculo anterior es la fem reversible (E °) de la celda estándar de Daniell y, por lo tanto, el voltaje máximo para esta pila. Por consiguiente, el valor obtenido es el trabajo máximo que puede obtenerse de la operación de este tipo de pila. El máximo trabajo neto (Algunas reacciones proceden con un aumento en volumen, y el sistema debe trabajar para expandirse contra la atmósfera para mantener constante la presión. La energía

para este trabajo presion-volumen no esta disponible para ningún otro propósito, debe gastarse en esta forma si la reacción ocurre a presión constante. El trabajo presion-volumen no esta incluido en la medida potenciométrica del trabajo eléctrico de ninguna pila. El trabajo neto [o trabajo disponible] es un trabajo diferente al del trabajo presion-volumen) que puede obtenerse de una reacción química realizada a temperatura y presión constante es una medida de la disminución de la energía libre de Gibbs del sistema. Por consiguiente,

Δ G = -nFEdonde "n" es el numero de moles de electrones transferidos en la reacción (o el numero de faradays producidos), F es el valor del faraday en las unidades apropiadas y E es la fem en voltios. Si F se expresa como 96,485 C, ΔG se obtiene en joules. Un cambio en energía libre obtenido de la fem estándar, E, tiene el símbolo Δ G°.

El cambio de energía libre de una reacción es una medida de la tendencia de la reacción para efectuarse. Si se debe realizar un trabajo sobre un sistema para efectuarse un cambio espontaneo es aquel del cual se puede obtener trabajo neto. Por esta razón, para cualquier reacción espontanea, disminuye la energía libre del sistema; Δ G es negativo. Puesto que ΔG = -nFE, solo si E es positivo será espontanea la reacción de la pila y servirá como una fuente de energía eléctrica.

GALVANOTECNIAProceso electroquímico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener una superficie dura o un acabado atractivo, para purificar metales (como en la refinación electrolítica del cobre), para separar metales para el análisis cuantitativo o como es el caso de la electrotipia, para reproducir un molde. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotécnia son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotécnia.

En este proceso, el objeto que va a ser cubierto se coloca en una disolución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor,compuesto a menudo por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V. Cuando se pasa la corriente a través de la disolución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo o electrodo negativo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo (electrodo positivo), si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el metal que sale y el metal que entra en la disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el

grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera.

Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, hay que limpiar el objeto a fondo, ya sea sumergiéndolo en una disolución ácida o cáustica, o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante. Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (amperios por metro cuadrado de superficie de cátodo) y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa.

Algunos metales, en concreto el cromo, tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas.

DESTINO FINALE n cuanto al destino final de las pilas, no es posible hoy en el país, pensar en el reciclado, no quedando otra alternativa que el almacenamiento en condiciones controladas. Para las pilas alcalinas, no existe tecnología de reciclado desarrollada. En cuanto a las pilas de mercurio, que sí es posible reciclar, el problema es que el proceso es tremendamente costoso. A corto y mediano plazo, no se vislumbra otro método posible que sustituir los metales tóxicos por otros que no presenten peligros, pero las alternativas que hasta ahora se han manejado, no ofrecen una solución universalmente practicable. En Alemania, existe desde 1986, un convenio entre el Ministerio de Medio Ambiente y los fabricantes, a fin de reducir el contenido de mercurio en las pilas. En España se busca una línea de pilas sin mercurio, y en diferentes países europeos se viene estudiando el problema relativo al poder contaminante que ellas poseen.

Las pilas no son inofensivas. Lo mejor es saber distinguir entre los distintos tipos de pilas que hay en el mercado y cuales son sus "contraindicaciones".

En la Argentina se venden 5 tipos de pilas no "recargables" compuestas por los siguientes minerales:

1- carbón - zinc2- alcalinas3- cloruro de zinc

4- óxido de plata5- óxido de mercurio

Las dos primeras son las más comunes; las usamos para radios, linternas, "walk-man", etc. Ambas contienen diferentes porcentajes de mercurio. Las otras tres también se venden mucho y son las baterías,botón de los relojes, calculadoras, cámaras de fotos. El porcentaje de óxido de mercurio en éstas puede llegar al 50% de su peso total. En ambos grupos existe un elemento altamente contaminante: el mercurio. Cuando uno arroja pilas con mercurio a la basura, estas van a parar junto con el resto de los residuos a la tierra. Y a pesar de estar descargadas, seguirán descargando ese mineral a su alrededor. Si multiplicamos las pilas que usa cada habitante por la cantidad de habitantes, nos daremos cuenta con horror, cómo estamos contaminando nuestra tierra con mercurio. O sea, que la posibilidad de ingesta de este mineral no es un mal lejano. Puede provocar daños cerebrales, en los riñones y en la función motora. La mayoría (no todas) de las pilas y baterías "recargables" de ahora, carecen de mercurio. Sin embargo contienen níquel y cadmio, dos metales pesados altamente tóxicos. La exposición al níquel puede destruir los tejidos de las membranas nasales. Mientras los estudios sobre el cadmio, lo califican como cancerígeno y causante de trastornos en el aparato digestivo. Además de resultar altamente peligroso para las embarazadas.

Y entonces...¿qué pilas convienen más?

Ninguna. Lo más conveniente es buscar otras fuentes de energía. Si tu radio también funciona con electricidad, dejá de lado las pilas. Si no hay más remedio que usarlas, te damos algunos consejos:

1. Usa pilas y baterías recargables. Estas pueden reemplazar a las alcalinas o a las de carbón - zinc en cualquier producto de alto consumo. Sus precios, claro, son más altos; pero a la larga, por ser recargables,saldrán más baratas. Sus fabricantes garantizan 1000 recargas e incluso una duración para toda la vida. Al no tener que tirarlas después de un único uso, el daño ecológico es menor.

2. Hay que comprar un aparato recargador de pilas (sirve para todas las marcas) y una vez que la pila está totalmente descargada, se les conecta por 3 horas y quedan como recién compradas.

3. Jamás conectes una pila no-recargable al recargador, pueden explotar.

¿Qué hacemos con las pilas, dónde tirarlas?

Pilas y baterías recargables no son una solución, pero si una buena alternativa. Lo más importante es buscar nuevas formas de consumo para tener energía.

Aquí van algunos consejos para ayudar al medio ambiente

Nunca mezcles pilas nuevas con usadas. Sólo lograrás reducir la vida útil de ambas, ya que las nuevas pasan su energía a las viejas.- Busca pilas recargables de marcas reconocidas y que tengan impresa la leyenda: Libre de Mercurio (mercury free).

- Cuando vayas a comprar una calculadora o un reloj,recordá que existen los de "energía solar", y relojes que funcionan con nuestro pulso.

Jamás hay que tirar las pilas al inodoro o al río. Tienen un altísimo poder de contaminación en el agua.

- No amontonar las pilas en un solo lugar. Es preferible desprenderse de ellas de a poco.Todas juntas son más peligrosas.

- Nunca las quemes. Esta práctica puede tener un efecto nocivo inmediato para tu salud, porque se desprenden los vapores de los metales pesados.

Tratamiento específicoY a se ha explicado porqué las pilas no pueden ser colocadas con el resto de la basura de las casas, y mucho menos arrojarlas a cualquier sitio.El Municipio de General Roca (Argentina), ha dispuesto el siguiente tratamiento final para las pilas recolectadas:

1 - Se aplicará primeramente la denominada tecnología de estabilización, que consiste en eliminar sus características peligrosas por medio de reacciones químicas que reducen notablemente su solubilidad y movilidad, y eliminan prácticamente su toxicidad.Para ello las pilas serán colocadas en bolsas plásticas, donde se colocará el correspondiente agente químico estabilizador. Luego las bolsas serán termoselladas.

Por lo general, los compuestos inorgánicos, son los de uso mas extendido en las estabilización de estos residuos sólidos. Algunas reacciones típicas son:

a) PlomoAgente de estabilización:a.1) Hidróxido de calcio.a.2) Sulfuros de sodio.

b)Acido Sulfúricob.1) Agente de estabilización: Hidróxido de Sodio.

c) CadmioAgente de estabilización: Carbonato de Sodio.

d) MercurioAgente de estabilización: Sulfuro de Sodio, Sulfuro de Calcio.

2 - Las bolsas termoselladas, y con el estabilizador, serán colocadas en un repositorio especialmente acondicionado que limita totalmente la posible migración de contaminantes, pues los aísla y elimina la exposición a la lixiviación.Este repositorio se ubicará la Norte del núcleo urbano en zona de bardas. El lugar será convenientemente señalizado.

Características del RepositorioLas características básicas del repositorio, se pueden ver en la siguiente figura que representa un corte transversal del mismo:

1 - Contrapiso de Pendiente2 - Terreno natural compactado3 - Hormigón de limpieza4 - Polietileno de 200 micrones5 - Pared de hormigón armado6 - Membrana de polietileno de Alta densidad7 - Bolsas con pilas estabilizadas en masa de hormigón

El proceso planteado, evita mediante tres barreras de seguridad (estabilizador químico - bolsa de polietileno - repositorio) todo peligro de contaminación y asegura que esta situación se mantenga a lo largo del tiempo.

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http://www.fisicanet.com.ar/monografias/monograficos2/es14_electroquimica.php

Compuestos químicos covalentes

Planteamiento del problema: se trata de investigar el carácter iónico o covalente de algunas sustancias con base a sus características

Objetivo: determinar el carácter iónico o covalente de algunas sustancias

MATERIAL Y SUSUTANCIAAS

  4 vasos de precipitado de 1000 mililitros   1 espátula   1 agitador de vidrio   1 porta objetos   1 soporte universal   1 parrilla de calentamiento   1 termómetro   1 aparato para detectar conductividad   1 piseta con agua   1 porta termómetros

SUSUTANCIAS

  Cloruro de potasio     sacarosa   Yoduro de potasio     almidón   Cloruro de calcio       parafina   Cloruro de calcio         glucosa

 PROCEDIMIENTO

Parte 1

  Divide el porta objetos en dos partes imaginaras. En una parte deposita la sustancia A y en la otra parte deposita la sustancia B desacuerdo con el nemeo de tu equipo.

  Coloca el pota objetos sobre la parrilla y calienta como máximo, hasta que el termómetro marque 135¨c.

  Mide la temperatura colocando el termómetro muy cerca del porta objetos pero sin tocarlo.

  Registra si alguna de las sustancias se fundió.   Comparte tu información con los demás equipos.

Parte 2

  Coloca una pequeña cantidad de sustancia A en un vaso de precipitado.   Trata de disolverla en 30 ml de agua destilada.   Registra si se disolvió o no .

  Determina si conduce electricidad colocando las puntas (electrodos) del aparato para detectar conductividad.

  Retira los electrodos, límpialos con agua y sécalos.   Repite el experimento ahora con la sustancia B

 

CLASIFICACION DE LOS RESULTADOS

EQUIPO Sustancia A Sustancia B

1 Yoduro de potasio Sacarosa

2 Cloruro de potasio parafina

3 Almidón Cloruro de calcio

4 glucosa Cloruro de calcio

Resultados registra tus resultados en la siguiente tabla

Sustancia Punto de fusión

Disolución en agua

Conducción de

electricidad

Diferencia de electronegativida

d

Carácter del enlace

Yoduro de potasio

Mas de 100

si Si 157 356

Sacarosa 57 y 36 Si no 21 53

Cloruro de potasio

Mas de 100

Si Si 157 356

Parafina 24 no no 30 356

Almidón 57 y 82 Si Si 100 3

Cloruro de calcio

Mas de 100

Si Si 157 35

Glucosa 35 Si no 40 23

Cloruro de sodio

Mas de 100

si si 157 232

ANÁLISIS DE RESULTADOS

a)      Agruparlas sustancias con las que trabajaste de acuerdo con su carácter iónico o covalente y escribe una explicación de los resultados y las características de las sustancias

Sustancias iónicas Sustancias covalentes

Yoduro de potasio

Sacarosa

Cloruro de potasio

Almidón

Cloruro de calcio

Glucosa

Cloruro de sodio

Parafina

b)      ¿A que se debe la capacidad de algunas sustancias para conducir la electricidad?

R= conductores eléctricos a los materiales que puestos en contacto con un cuerpo cargado de electricidad transmite ésta a todos los puntos de su superficie

c)       Investiga cuales son los componentes químicos (formulas) de las sustancias utilizadas.

d)      Escribe las estructuras de Lewis de los cloruros y yoduros con los que trabajaste.

R= es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

e)      Investiga los puntos de fusión de las siguientes sustancias :TODOS A MAS DE 100 GRADOS

LIF                  LiCI                        LIbR                    LiI                     NaF                    NaCI NaBr

NaI                   KCI                          KBr                       KI                   MgC2               Na2O               MgO

Calcula la diferencia de electronegatividades para cada caso, ordena los datos y haz una grafica donde puedas apreciar lo que sucede con el punto de fusión conforme aumenta la diferencia de electronegatividad .describe lo que sucede:

Conclusiones: Para concluir este tema es de importancia aclarar que la conductividad eléctrica depende en gran medida del numero de electrones disponibles para participar en el proceso de conducción. la mayoría de los metales son buenos conductores de electricidad, debido al gran numero de electrones libres que pueden ser excitados en un estado de energía vacío y disponible.en el agua y materiales iónicos o fluidos puede generarse el movimiento de una red de iones cargados. este proceso produce corriente eléctrica

CARACTERISTICA PARTICULAR DE ACIDOS Y BACES

Planteamiento del problema: se trata de descubrir cual es la característica peculiar de los ácidos y cual es la característica peculiar de bases, cuando se separan en iones.

Objetivo: determinar la peculiaridad general de os ácidos y las bases cuando se disocian

Material

  8 vasos de precipitado de 50 ml   32 tubos de ensaye   1 gradilla   1 gotero   1 pro pipeta   1 aparato para detectar conductividad   1 franela   1 pipeta de 5 ml   1 pipeta de agua destilada   1 vaso de precipitado de 250 ml

 

Sustancias:

  Acido nítrico 0.1 m   Acido sulfúrico 0.1 m   Acido acético 0. 1   Acido clorhídrico 0.1 m   Fenolftaleína   Verde de metilo   Hidróxido de calcio 0.1 m   Hidróxido de amonio 0.1 m   Hidróxido de potasio 0.1 m   Hidróxido de sodio 0.1 m   Naranja de metilo   Rojo neutro

Procedimiento y observaciones

Parte 1 verificación de la existencia de iones en las soluciones de trabajo

1) coloca 10 ml de acido nítrico 0,1M en un vaso de precipitado

2) prueba si la solución conduce conduce electricidad con el aparato de detección

3) registra el resultado

4) desconecta el detector de la corriente eléctrica y enjuaga los electrodos

5) Repite los paso del 1 al 4 probando las otras soluciones de acido y de hidróxido (8 pruebas en total)

 

Sustancias que conducen la electricidad

Sustancias que no conducen la electricidad

Acido nítrico 0.1 m Hidróxido de amonio

Acido sulfúrico

Acido acético

Hidróxido de calcio

Hidróxido de potasio

Hidróxido de sodio

Naranja de metilo

Parte 2 pruebas de color con soluciones indicadoras acido-base

1)      etiqueta 4 tubos con la formula del acido nítrico, adiciona 1 ml de acido nítrico en cada tubo y colócalos en la radilla en una misma fila

2)      adiciona una gota de fenolftaleína al tubo 1 y anota observaciones

3)      adiciona una gota de naranja de metilo al tubo 2 y anota observaciones

4)      adiciona una gota de verde de metilo al tubo 3 y anota observaciones

5)      adiciona una gota de rojo neutro al tubo 4 y anota observaciones

6)      haz lo mismo para las demás sustancias idénticas en la siguiente tabla

TABLA DE ORNANIZACION DE SUSTANCIAS Y DE ANOTACION DE OBSERVACIONES

 

SUSTANCIAS/INDICADORES HnO3

Fenolftaleína (1 gota)

Naranja de metilo (1

Verde de metilo (1

Rojo neutro (1

gota) gota) gota)

Acido nítrico (1 ml) HCI Nada Algo rosa Azul Rojo

Acido clorhídrico (1 ml)CH3-cooH

Nada Rosa fuerte Verde Rosa fuerte

Acido acético (1 ml) H2 sIo4 Nada Rosa fuerte Azul Rosa fuerte

Acido sulfúrico (1ml)H2sioh2

Nada Rosa fuerte azul Rosa fuerte

Hidróxido de sodio (1ml) 4IOH

Rosa claro Rosa fuerte Verde agua Rosa fuerte

Hidróxido de potasio (1ml)NH4oH

Rosa claro Amarillo Gris Rosa fuerte

Hidróxido de calcio (1ml) KOH

Rosa transparente

Amarillo gris Blanco rosa

Hidróxido de amonio (1ml) NaoH

Poco rosa amarillo azul Blanco rosa

Análisis de resultados:

Considerando que lo ácidos y las bases se disocian, es decir se separan en los iones .que los forman según el planteamiento general:

AB --------> A + B

Donde AB es el compuesto (acido o base), A es el catión correspondiente y B es el anion correspondiente

a)   escribe cuales son los cationes y los aniones resultantes de la disosiacion de los acidos que trabajaste :

acido formula cation anion

Clorhídrico HCI -92.31 kJ/mol -167.2 kJ/mol

Nítrico H NO 3 1500 kg/m 3 ; 1,5g/cm 3

63.012 g/mol

Sulfúrico H2SO4 pKa1 = -6.62 pKa2 = 1.99 pKa

acetico HCH2COOH 049 kg/m 3 ; 1,049g/cm 3

60.05 g/mol

B) escribe cuales son los cationes y los aniones resultantes de la disociasion de las bases que trabajaste :

base formula cation Anion

Hidróxido de sodio

Na OH 2100 kg/m 3 ; 2,1g/cm 3

39,99713 g/mol

Hidróxido de potasio

K OH 2040 kg/m 3 ; 2,04g/cm 3

56,1056 g/mol

Hidróxido de calcio

Ca O 2H2 2211 kg/m 3 ; 2,211g/cm 3

74,093 g/mol

Hidróxido de amonio

NH4OH 35,0 (NH5O) 2814.20

 

C) observa con cuidado y resuelve ¿ en que se parecen todos los ácidos al disociarse ?

R= es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución.

D) observa con cuidado y resuelve ¿ en que se Parecen todas la base ala disociarse ?

R= es una medida cuantitativa de la fuerza de una base en solución.

f)       investiga las definiciones de acido y base según Arrhenius y según bronsted-lowry e idica si están de acuerdo o no ¿Por qué ?

R= Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una

concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió

una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de

neutralización y Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de BronstedLowry también

lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted

- Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido,

y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de

los modelos de Bronsted y Arrhenius.

f) observa cn detenimiento la tabla de organización de sustancias y de anotación y de observaciones y responde :

1.- ¿ cuales de los indicadores ayudan a identificar sustancias acidas u cuales a identificar sustancias básicas ?

R=ácidos no cambian de color y bases si

2.- ¿ cuales son los colores de cada indicador en presencia de sustancias acidas ?

R=no presentan color

3.-¿Cuáles son los colores de cada indicador de sustancias básicas ?

R=colores obscuros

CONCLUSIONES en la presente conclusión se puede apreciar claramente que el cambio brusco de ph en las cercanías del punto de equivalencia permite utilizar para

detectarlo cualquier indicador que vire entre ph=3 y ph=10; como por ejemplo, fenolftaleína, azul de

bromotimol o naranja de metilo. por lo tanto, la no coincidencia del punto final con el punto de

equivalencia no supone en este caso un error apreciable

IDENTIFICACION DE CARÁCTER ACIDO -BASE DE SUSTANCIAS DE USO COMUN

OBJETIVO: Identificar si una sustancia es acida o básica mediane el uso de papel PH e indicador de color.

Material

  2 vasos de precipitados de 50 ml   12 tubos de ensaye   1 gradilla   1 peseta   1 probeta de 10 ml   1 pipeta de 10 ml   1 pro pipeta   1 agitador de vidrio   1 frasco gotero

SUSTANCIAS

  Papel PH

  Fenolftaleína   Sustancias de usos común

PROCEDIMIENTO

1)      Diluir 1 ml de cada sustancia (obtenida de casa) en 4 ml de agua

2)      Colocar cada dilución en un tubo de ensaye

3)      Medir el PH de la solución con papel PH

4)      Agregar 1 gota de fenolftaleína y registra resultados

TABLA DE RESULTADOS

NUM

Sustancia PH (medio con papel)

Color con fenolftaleína

Carácter acido -base

1 Carasol 9 transparente Acido

2 Removedor de manchas 8 Transparente Acido

3 Lima limo 6 transparente Acido

4 Destapa caños 14 Rosa Acido

5 Acido muriático 1 Transparente Acido

6 Agua mineral 1 transparente Acido

7 Yacult 5 Gris Base

8 Leche de magnesia 8 Gris Base

9 yogurt 3 Blanco Base

10 shampoo 5 Transparente Acido

11 crema liquida hidratante 6 Blanco Base

12 pasta dental 6 Blanco Base

13 vitamina c 6 Transparente Acido

14 detergente 14 Gris Acido

15 vinagre 3 Transparente Acido

16 bloqueador solar 7 blanco Acido

ANALISIS DE RESULTADOS

Organiza la sustancias en orden creciente de PH ,explicacual es la relación entre el PH , la coloración de fenolftaleína y el carácter acido o básico,

 

CONCLUSION  ya para finalizar este proyecto cabe destacar que considere la valoración de 10 ml de una disolución de hcl 0,10m con una disolución de

naoh 0,10m. veremos cuál es el cambio que experimenta el ph de la disolución a valorar durante la

adición de la disolución de naoh. evidentemente esta valoración no es necesaria para determinar la

concentración de hcl que ya se conoce, pero sirve de modelo para observar la variación de ph durante

la valoración.

Cuando se acaben los ´protones… titulación asida –base.

Planteamiento del problema: se trata de determinar la cantidad de asido presente en la muestra por medio de su neutralización con ayuda de una base de concentración conocida.

Objetivo:

1)      Realiza una reacción de neutralización y su titulación acido-base.

2)      Determinar la cantidad de acido presente en una disolución mediante el uso de un indicador de color

Material y sustancias

  1 probeta de 50 ml   2 pipetas de 10 ml   2 vasos de precipitado de 100 ml   3 matraz Erlenmeyer de 125 ml   1 frasco gotero con fenolftaleína   1 soporte universal   Pinzas de 3 dedos con nuez   1 trozo de manguera de 4 cm   1 jeringa de 10 a 25 ml   1 pro pipeta   1franela   Cinta adhesiva   Solución de asido nítrico   Hidróxido de potasio 0.1 m

 Procedimiento

1)      mide en la probeta 40 ml de agua y coloca los en un matraz Erlerlenmeyer

2)      mide 10 ml de solución de acido nítrico con una pipeta y adiciónalo al matraz

3)      coloca 2 gotas de fenolftaleína en el matraz

4)      conecta la jeringa a 1pipeta de 10 ml con ayuda de un tozo de madera y sella la conexión con cinta adhesiva esta será la pipeta para la titulación

5)      coloca 10 ml de hidróxido de potasio con la pipeta de titulación y adiciona gota a gota , poco a poco el contenido de esta pipeta en la preparación del matraz, hasta que notes un ligero cambio de coloración que permanece

6)      anota la cantidad de hidróxido de potación adicionado al matraz con solución de acido ,para realizar los cambios

7)      repite el experimento 2 veces mas

resulta

RESULTADOS

matraz cantidad de hidróxido de potasio para neutralizar (ml)

cantidad de acido en la muestra

1 8.2 ml acido nítrico

2 8.1 ml acido fosfórico

3 7.5 ml acido sulfúrico

ANALISIS DE RESULTADOS Y CONCLUSIONES:

1)     

R= Acido Clorhídrico: H ClAcido Sulfúrico: H2SO4Hidróxido de sodio: NaOHCloruro de Sodio: Na ClSulfato de Cobre Anhidro: Cu SO4Sulfato de cobre Pentahidratado: CuSO4.5H2OPermanganato de Potasio: KMnO4Iodo sublimado: I2Hidróxido de Calcio: Ca(HO)2Cloruro de Calcio: Ca Cl2Cloruro de Potasio: k Cl

2)      escribe los iones que se forman en la disolución

R= la ecuación química es la forma abreviada de re presentar una reacción. se escribe de la siguiente forma:

                 

3)      escribe la reacción de la neutralización

R= Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Cuando en la reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene salneutra y agua. Mientras que si una de las especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de cationes hidrógeno y de aniones hidróxido para formar moléculasde agua. Durante este proceso se forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.

4)      ¿qué sucede con los iones en el punto de neutralización?

R= Ahora colocamos en una bureta una disolución de hidróxido de sodio y la abrimos un poco. A medida que cae hidróxido de sodio, éste va reaccionando con el ácido clorhídrico para formar cloruro de sodio y agua, con lo que la concentración del ácido disminuye y el pH aumenta. Cuando se ha consumido todo el ácido, la siguiente gota de base que se añade vuelve a la disolución básica, y el indicador cambia al color rosa. En ese momento sabemos que todo el ácido ha sido neutralizado.

R=esta se des neutralizara o bien no estará balanceada

6)      ¿cuál es la concentración del PH de la solución acida utilizada en este experimento

R=comprobar el cambo de color pero no presenta esta por que es un acido

haz un breve comentario sobre el planteamiento del problema, los objetivos y los resultados   basándome en el concepto de ácidos y bases conjugados. cuando un ácido cede un protón se forma un anión negativo que tendrá la capacidad de capturar un protón para regenerar el ácido. el anión, en este caso, se comporta como una base. se

 

REACCION DE OXIDACION Y REDUCCION

Objetivos: reconocer y balancear las ecuaciones que suceden en los experimentoselectrolisises el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. en ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación). 

Experimento 1

observaciónel clavo se comenzó a tornar en un color entre rojizo y café aparentando una oxidación*cuso4+fe-cu+feso4h2o h2+o2

  

 

Experimento 2

el polo que esta de lado izquierdo comenzó a tener burbujas y el otro no

*cuso4-cu+h2so4-cuso4+h2-cu+h2so4h2o-h2+o2

  

 

Experimento 3

al principio no paso nada con la fenolftaleína pero después cuando comenzamos a mover los grafitos se fue dispersando el color de la fenolftaleína y solo uno de los grafitos movía el color pero el otro lo rechazaba

*h2o-h2+o2nacl-na+cl2-na+h2o-na+oh+h2ki-k+i2-k+h2o-koh+h2kcl-k+cl2

 

ELECTRONES POR AQUI ELECTRONES POR ALLA

objetivo: identifica las reacciones redox y su presencia en la vida cotidiana

experimento 1observaciones:

al aplicarle fuego, con el cerillo prendido el gas de adentro de la por peta se chupa o se absorbe produciendo un sonido hueco

tubo  reactivo 

1  1ml de peroxido a

2  1ml de luminol a

3  1ml de perixido b

4  1ml de luminol b

5  1ml de peroxido c

6  1ml de luminol c

Resultados:

1) Combina los reactivos del tubo 1 y 2, agita y anota las observaciones

Tubos 1 y 2: estos al combinarlos y agitarlos toman un color brillante azul fuerte

2) combina los reactivos del tubo 3 y 4, agita y anota las observaciones

*tubos3 y 4: al combinarlos y agitarlos toman un color verde fosforescente

3) combina los reactivos del tubo 5 y 6, agita y anota las observaciones

*tobos 5 y 6:al combinarlos y agitarlos toman un color rosa brillante

 

que es la quimioluminiscencia y donde la encontramos naturalmente?

r= se entiende el fenómeno que en algunas reacciones químicas la energía liberada no sólo se emite en forma de calor o de energía química sino en forma de luz. la quimioluminiscencia es un fenómeno que se produce cuando, en una reacción química, los electrones saltan de las capas más altas de los átomos, a las más bajas.

SUSTANCIAS ELCTROCONDUCTORAS 

Objetivo: determinar el carácter químico de un grupo de sustancias de uso común de acuerdo con su conductividad eléctrica

sustancias 

conductividad

eléctrica 

composición química 

gatorade

si tiene agua,azucar,acidocitrico,cloruro de sodio,citrato de sodio, monopotacio,etc,

leche si tiene leche semi descremada, azucar, fosfato, hodrogenadodisodico,saborizanteartificial,etc.

fabuloso

si tiene agua,tensoactivo no aniotico,perfumeagentes de control de ph,glutaraldehido,colorantes,etc.

powerede

si tiene agua,azucares,dextrina,acidocotirco,concentradopawerede,moras,saborizanteartificial,etc.

jabon si tiene detergente base,basedetergente,sosacaustica,detersin-k,azulultramar,gancia,etc.

cafe si tiene 1 taza de leche fria,4 cucharadas de almibar en cafe,3cubitos de chocolate,1/2 cucharada de vainilla,minimi 2icubos de hielo.

calabaza

si tiene son hierbas anuals,tienen grandes tallos,huecos en su interiior,sonunisexuales,etc

platono si tiene hidratos de carbono,proporciona mas calorias,nutre la energia vegetal de los cuerpos.

chile si tiene con tiene capsicum,capsaicina,etc.

galleta si tiene hiratos de carbono, preoteinas y grasas

ciruela si tiene fibras, minerales, vitaminas, acido orgánico

queso si tiene leche de establo, cuajos, sal, leche en polvo, cloruro de calcio

 

Análisis de resultados

a) con muy poca luz son:gatoradefabulosocalabazachileciruelab) naturales covalentesciruelalechecafécalabazaplátanoquesoc) por que conducen electricidad?gracias a sus ácidos y salesd) los 6 iones en el ser humanola hemoglobinaimidasol

carboxilartosmioglobinahemocioninascitocromos

conclusión: los liquidos son buenos conductores de elctricidad ya que sus particulas son mas cercanas y fluyen

METALES EN REACCION

Objetivo: determinar la reactividad de diversos metales con el agua

procedimiento: en general se trata de observar la reacción de los metales con el agua y percibir los cambios de color, el movimiento, y la aparición de burbujasexperimento 1coloca un pequeño trozo de sodio en un vidrio de relojobsérvalo y registra las características

adiciona aproximadamente 25ml de agua y 1 gota de fenolftaleína en un vaso de precipitados

experimento 2

  

describe las característica de cada metal y anótalas en las tablas de resultadosrotula 5 tubos de ensaye con los símbolos de magnesio, calcio, hierro, cobre y aluminio respectivamenteadiciona 1 gota de fenolftaleína a cada tubo de ensayecoloca agua asta la mitad de cada tuboadiciona a cada uno de los tubos un trozo de metal de acuerdo a su etiquetapermite que suceda la reaccion

experimento 3etiqueta 5 tubos de ensaye con los símbolos calcio ,magnesio, hierro, cobre y aluminio respectivamenteadiciona una gota de fenolftaleína a cada tubo de ensayecoloca agua asta la mitad de tubo de ensayeprende el mechero de bunsenutilizando las pinzas coloca un trozo de metal sobre la flama del mecherocoloca un metal quemado en cada uno de los tubos correspondientes

 

metal

características reacción con el agua

calentamiento y reacción con el

agua

sodio es un metal tomo un color rosa se evaporizo

magnesio es un metal tomo un color rosa claro

brillo mucho

calcio es un metal no tuvo reacción no le paso nada y se enfrió

hierro es un metal no tuvo reacción no le pasa nada y se enfrió

cobre es un metal no tuvo reacción se derritió un poco y se enfrió

aluminio es un metal no tuvo reacción solo se quemo mucho después se enfrió y no le paso

otra cosa

A)      el elemento mas reactivo fue el magnesio por que brillo mucho y en el intermedio fue el cobre por que se derritió

B)       su desplazamiento es de forma creciente esto quiere decir que tanto su numero atómico como el de las valencias cambia cada vez mas

C)       el titanio y el teluro

el 46.51% es de magnetita

el 45% e metales nuevos

el 3.5% es de sílice

el 4% es de piedras

D)      el calcio en el tejido óseo

el 75% en hemoglobinas y el 5% en mioglobinas

el fosforo es la concentración del organismo

el magnesio en los huesos y líquidos ultra celulares

el yodo en el funcionamiento de la glándula

el zinc en las carnes que cocemos

el sodio y el potasio en el equilibrio de los huesos

conclusion :se muestra otra reaccion diferente con la temperatura

ATOMOS : ELEMENTOS Y COLORES

elementos color

hidrógeno rosa

mercurio azul

eléctrico

argón rosa

nitrógeno violeta

oxígeno blanco

helio amarillo

neón naranja

cloruros color

sodio naranja

férrico amarillo

cobre verde

estroncio rojo

potasio morado claro

magnesio blanco

a)       ¿en que son diferentes las sustancias utilizadas y por qué emiten diferentes colores?

R=por quesusparticulas y estructura estan constituidas de difernte manera y

   a los gases que sueltan esas sustancias, el ojo humano capta colores conocidos

b)       investiga cuál es la utilidad de aplicar energía a diversas sustancias químicas.

darle vida, hacerla funcionar y mejorarla

c)       escribe la configuración electrónica de cada metal presente en cada una de las sustancias expuestas a la flama, explica por qué algunos pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica.

fe:1s2.2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d6

na:1s2,2s2,2p6,3s1

k:1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s1

mg:1s2,2s2,2p6,3s2

ba:1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d10,5p6,6s2

ca:1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2

Explication: son del mismo grupo y su reaccion es parecida

http://dianaprinsesita.blogspot.com/2012/06/compuestos-quimicos-covalentes.html

Prácticas de laboratorio didácticas y divertidas Prácticas de Química para tercero y cuarto de ESO

domingo, 8 de junio de 2008

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. 

Publicado por Anna Llorcaen 8.6.08   0 comentarios   

sábado, 7 de junio de 2008

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.

Publicado por Anna Llorcaen 7.6.08   0 comentarios   

miércoles, 4 de junio de 2008

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.

Publicado por Anna Llorcaen 4.6.08   0 comentarios   

domingo, 1 de junio de 2008

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 -->MgO3 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. Publicado por Anna Llorcaen 1.6.08   0 comentarios   

lunes, 26 de mayo de 2008

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.

Publicado por Anna Llorcaen 26.5.08   0 comentarios   

lunes, 19 de mayo de 2008

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.

Publicado por Anna Llorcaen 19.5.08   1 comentarios   

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Prácticas de laboratorio didácticas y divertidasEstas prácticas son fruto de un trabajo desarrollado por mi compañera y amiga Rosa Gimeno y por mi y que acabamos plasmando en un libro sobre laboratorio de Química para ESO.Con este blog pretendo enseñaros las prácticas que desarrollo con mis alumnos de tercero de ESO en el IES Vila-roja de Almassora.Tengo que decir que los alumnos han jugado y juegan un papel muy importante en el desarrollo de las prácticas, puesto que aportan una dosis de imaginacion y creatividad que supera con creces la mía.

 http://practicasquimicaannallorca.blogspot.com/