lunes, 16 de mayo de 2016

DESPEDIDA Y CIERRE

Se acabó. "Técnicas de laboratorio en ciencias experimentales" ha terminado su andadura. Los últimos alumnos de segundo de Bachillerato terminaron el curso y ya se llevaron sus batas de sus puestos de laboratorio.
Nuestros legisladores piensan que no debe haber asignaturas de proyecto en bachillerato, o si existen, serán de una sola hora a la semana (para ese viaje...), gracias por su estrechez de miras y por no ver todo lo que cuatro horas de prácticas de laboratorio para los alumnos del bachillerato científico aportan a su aprendizaje y a su conocimiento de las ciencias
Cuando todo en la enseñanza se dirige a las metodologías más activas, al cambio en las formas de aprender, a favorecer el trabajo en equipo y el aprendizaje más autónomo, nuestros legisladores, tanto los locales como los nacionales no nos dejan, es mejor meter más temas en todas las asignaturas de segundo de bachillerato, para que un curso que ya casi termina en abril se convierta para estos alumnos en una carrera de obstáculos, donde no importa que aprendan más, que conozcan nuevas formas de trabajar, sino solo que sus profesores les abarrotemos con temas y temas que preparar para la prueba con la que sustituirán a la PAU y en la que se juegan buena parte de su futuro (si es que algún día nuestros políticos se ponen de acuerdo y consiguen diseñarla, que esa es otra de sus grandes hazañas educativas)

Con la fotografía de la última promoción del Laboratorio se despide este blog, que con casi 250.000 visitas de prácticamente todos los países de habla hispana reflejó las prácticas, y las andanzas, de varias generaciones de alumnos del itinerario científico del Colegio de la Inmaculada de Gijón. Muchas gracias a todos ellos ya que en el laboratorio me permitieron tener posiblemente mi mejor experiencia como profesor, saliendo del aula tradicional, y compartiendo con ellos muchas horas de trabajo y aprendizaje, espero, y creo sinceramente que para muchos fue así, que el laboratorio os haya ayudado un poco a aprender y a "gustar internamente" de las ciencias.

Cierra la asignatura de laboratorio de segundo de bachillerato y cierra su blog.
Hasta pronto

sábado, 9 de abril de 2016

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Primero diferentes parejas realizaron las disoluciones incluidas en el material en 250 ml de agua. Después hicimos otra disolución mezclando NaCl y AgNO3, y se formó AgCl. Lo cual precipita, Después le echamos NH3, lo que provoca que se disuelva otra vez. A continuación realizamos una nueva disolución mezclando  BaCl2 y Na2CO3, lo cual formó BaCO3, que también precipita. Por último, le añadimos HCl, lo que provoca que se disuelva.

Vídeo explicativo:

viernes, 8 de abril de 2016

Práctica con indicadores de pH (rojo congo)

En esta imagen se observa claramente el cambio de color que se produce al echar, por un lado, vinagre (ácido acético), y NaOH a una pequeña cantidad de "rojo congo", que dejaremos también como control.

En esta fotografía se puede comprobar que el cambio de color es apreciable. En el primer tubo de ensayo echamos vinagre, y la disolución adquirió un color negruzco. En el segundo tubo de ensayo echamos NaOH, una base fuerte, que consiguió que la disolución se tinñera de un rojo transparente.
AGUSTÍN MARTÍNEZ POSADA Y SANTIAGO MAESTRO RODRÍGUEZ
Video explicativo de la práctica de indicadores de pH caseros: un primer caso con una lombarda y un segundo con pétalos de rosa de color rojo.
 
 
 
(  Enlace en YouTube: https://youtu.be/SRy_aIPuQ_I  )

Valoración de la acidez del vinagre , cambio de color de la disolución - Juan Riera y Javier Domingo



Una imagen vale más que mil palabras, es mas fácil entender las prácticas de manera visual. Por eso les mostramos a continuación el siguiente vídeo, que muestra el cambio de color de la disolución que nos permitió calcular la acidez del vinagre.

PRÁCTICA DE EQUILIBRIO QUÍMICO 2

Primero, diferentes parejas prepararon disoluciones 0,1 M de FeCl3, KSCN, NaOH y NaI, para 250 ml. Después, en un vaso de precipitados echamos 1 ml de FeCl3 y otro ml de KSCN y echamos agua hasta los 50 ml. De esa disolución echamos unas gotas en un tubo de ensayo, el cual será el control, sin alterarlo.

Luego, sacaremos otras gotas y las echaremos en un segundo tubo de ensayo, a este le añadiremos unas pocas gotas más de KSCN, lo que provocará que la disolución se vuelva más rojiza, debido a que se desplazará hacia la derecha para tratar de compensar el aumento de SCN. 

A continuación, en un tercer tubo sacaremos también unas gotas de la disolución primera y añadiremos unas gotas de NaOH, lo que provocará que la disolución precipite, por lo que perderá el color. Pero, le añadiremos HCl, lo que provocará que la disolución se disuelva otra vez, debido a que el ácido da iones H al OH y formará H2O, deshaciendo el complejo Fe(OH)3 que se había formado.

En el cuarto tubo de ensayo añadiremos NaI, lo que provocará que se vuelva más claro, aunque casi sin notarse. En el quinto, y último tubo, añadimos FeCl3, y la disolución se vuelve de un color más rojizo, debido a que se desplaza hacia la derecha para igualar la concentración de hierro.

Vídeo explicativo:
Sara Soria Ruiz
Inés Martín Cantero

Práctica con indicadores de PH alternativos ( Rojo congo)


Praparamos tres disoluciones, una la dejamos como control y en las otras echamos vinagre (ácido acético) y e hidróxido de sodio ( base fuerte). Al echar estas disoluciones experimentamos los siguientes cambios:

- Hidróxido de sodio: Al basificar la disolución de rojo congo esta se volvió de un color más claro, aunque el cambio fue casi imperceptible.
- Vinagre: Al acidificar la disolución esta se volvió de un color más oscuro casi negro.


Elisa Fernández Rodríguez y Laura García López

EQUILIBRIO QUÍMICO 2



Introducción

Cuando una reacción química es reversible, puede establecerse un equilibrio químico entre los procesos directo e inverso que cumple el principio de Le Chatelier, modificando su posición (las concentraciones de las sustancias intervinientes) cuando se modifican diferentes factores como la concentración de las sustancias. En el caso del sistema tiocianato/hierro (III), el proceso es: Fe3+ (ac) + 6 SCN – (ac) D [Fe (SCN)6] 3– (ac) y se puede seguir fácilmente su evolución en función de las concentraciones de las sustancias ya que el ión hexakis (tiocianato) ferrato (III) es de color rojo intenso mientras que el Fe3+ es amarillo.

Objetivo

Estudiar la evolución de un equilibrio químico cuando se varía la concentración de algunas de las sustancias intervinientes.

Materiales

·         Vasos de precipitados
·         Cuatro tubos de ensayo
·         Disoluciones 0,1 M de FeCl3, KSCN, NaOH y de NaI

Procedimiento experimental

Para la realización del experimento primero tuvimos que realizar las disoluciones de FeCl3, KSCN, NaOH y NaI, que nos repartimos entre los distintos grupos de clase.
Siguiendo lo indicado en el guión, en un vaso de precipitados preparamos una disolución mezclando 1 ml de las disoluciones de cloruro de hierro III y de tiocianato potásico diluyéndola con 50 ml de agua. Después dejamos la disolución obtenida como control y realizamos experimentos con los otros tubos de ensayo.
En el primero añadimos gota a gota KSCN obteniendo un color rojizo al final debido a que se aumenta la cantidad de elementos de la primera parte de la reacción y por Le Chatelier se desplaza hacia la derecha para consumir tal exceso.
En el segundo añadimos NaOH obteniendo un precipitado en el fondo que posteriormente podía ser redisuelto utilizando HCl que captase el exceso de iones OH.
Por último, en el último tubo añadimos NaI obteniendo un compuesto semejante al del control debido a que este se unía al compuesto (Fe (SCN)6)3 y por Le Chatelier la reacción se desplazaba hacia la izquierda con el fin de compensar el exceso.