ELECTRODEPOSICIÓN DE METALES

En la última clase de laboratorio, hemos realizado una electrodeposición de metales. Este proceso permite realizar, mediante una cuba electrolítica, recubrimientos metálicos de todo tipo que pueden ser utilizados en infinidad de objetos: cubiertos, joyas, carcasas de las motos etc.

MATERIALES UTILIZADOS:

• Llave
  


• Disolución de sulfato de cobre (II)



• Electrodo de cobre
  


• Pila
  


• Conexiones eléctricas

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

1. Pesamos los electrodos, tanto la lámina de cobre (17,72 gr) como la llave (6,05 gr).
   


2. En un vaso de precipitados, echamos la disolución de sulfato de cobre.
   


3. Colocamos las conexiones eléctricas a ambos electrodos.



4. Por último, conectamos ambos electrodos a la pila; el ánodo (la lámina de cobre) al polo positivo y el cátodo (la llave) al polo negativo.
   
   
   

RESULTADOS:

Al cabo de un rato observamos cómo se deposita el cobre sobre la llave, creándose así el recubrimiento deseado. Después de realizar la práctica, volvimos a pesar ambos electrodos y los resultados fueron:

• Llave ----- 6,85 gr.
  


• Lámina de cobre ----- 17,24 gr.
  
  

Aplicando posteriormente las leyes de Faraday, calculamos la cantidad de carga (Q) que fue necesaria para realizar la electrodeposición. El resultado fue 2429,58 C.

Creo que ha sido una práctica muy interesante y fácil de realizar. Gracias a Marlén y Reyes por trabajar con nosotras y compartir su material.

Estas son algunas fotos de la práctica:

Aquí observamos cómo el cobre se ha depositado sobre la llave.

Nuestro dispositivo experimental.

Un detalle de la llave sumergida en la disolución.

Vista general del montaje.

MARLÉN, REYES, IRENE Y LORENA.

VERTIDOS INDUSTRIALES

Hace ya unas semanas en la clase de Laboratorio se nos encomendó la tarea de realizar un trabajo acerca de vertidos industriales que modificasen el pH...

INTRODUCCIÓN

Según la Ley de Aguas, contaminación es la acción y el efecto de introducir materias o formas de energía, o inducir condiciones en el agua que, de modo directo o indirecto, impliquen una alteración perjudicial de su calidad en relación con los usos posteriores o con su función ecológica. Es decir, verter elementos contaminantes. Principalmente existen tres posibles tipos de vertidos en las aguas continentales según su origen. Son los siguientes:

· vertidos industriales

· vertidos urbanos

· vertidos de la agricultura y ganadería

pH en aguas

Las aguas naturales pueden tener pH ácidos por el CO₂ disuelto desde la atmósfera o proveniente de los seres vivos; por ácido sulfúrico procedente de algunos minerales, por ácidos húmicos disueltos del mantillo del suelo. La principal substancia básica en el agua natural es el carbonato cálcico que puede reaccionar con el CO₂ formndo un sistema tampón carbonato/bicarbonato.

Las aguas contaminadas con vertidos mineros o industriales pueden tener pH muy ácido. El pH tiene una gran influencia en los procesos químicos que tienen lugar en el agua, actuación de los floculantes, tratamientos de depuración, etc.

Consecuencias en medio marino (por ejemplo, en peces)

Los vertidos muy ácidos o alcalinos no deben descargarse sin tratamiento. Un curso de agua, previsto para tratar aguas residuales sin tratar, se altera de forma perjudicial por valores extremos del pH. Esta situación es aún más peligrosa cuando se producen descargas puntuales al curso de agua de ácidos o álcalis.

Cuando el pH es 6,5: tres especies diferentes de trucha muestran una reducción en el desove y el crecimiento.

Cuando el pH es 5,5: desaparición de los lucios y de una especia de trucha (arcoiris).

Cuando el pH es < 5: la mayoría de los peces no sobreviven.

Un pH tan bajo hace que las hembras de pez no desoven o, en caso de hacerlo, el pez sea muy sensible en las fases de huevo, larva y alevín. Un pH bajo puede interferir con el equilibrio de sales que las especies de agua dulce necesitan mantener en sus tejidos y plasma sanguíneo.

A pH considerados seguros, iones ácidos u otras especies pueden activar metales ya existenes, tales como el aluminio (tóxico para peces).

Existen varios métodos recomendados para neutralizar la gran acidez o alcalinidad de los vertidos industriales:

a- mezclar los vertidos de forma que se obtenga pH neutro

b- pasar los residuos ácidos a través de cal

c- mezclar vetidos ácidos con lechada de cal

d- añadir la proporción adecuada de soluciones concentradas de sosa cáustica o carbonato sódico a los vertidos ácidos

e- hacer pasar gas de combustión por vertidos alcalinos

f- añadir dióxido de carbono comprimido a los vertidos alcalinos

g- producir dióxido de carbono en vertidos alcalinos

h- añadir ácido sulfúrico a los vertidos alcalinos.

RÍA DE ABOÑO

Foto: ©Conde Ripoll

La presión industrial sobre la ría de Aboño es muy alta. Sus aguas con conocidas por su elevada contaminación. Entre las plantas contaminantes que la afectan

se encuentran la central térmica de Aboño, la fábrica de la metalúrgica Aceralia en Gijón, la cementera de Tudela Veguín y, justo en su desembocadura, el Parque de Carbones de la empresa Oligsa. Este Parque acumula el carbón a cielo abierto y no posee medidas de protección adecuadas. Por eso, las asociaciones de vecinos han denunciado en varias ocasiones la situación y exigido su cierre.

Foto: ©Conde Ripoll

Yo, apasionado por el mundo de las olas, frecuento este spot, pues para la práctica de bodyboard es un lugar espectacular. Además de por las olas, durante el invierno, cuando la temperatura de la superficie de las aguas ronda los 11-14ºC, en Aboño el agua está mucho más caliente y no es preciso ponerse un traje de neopreno 4/3mm (específico para la época invernal). A continuación, os muestro un vídeo que he encontrado por la red:

http://www.youtube.com/watch?v=M6fY1lvEq5g

He de decir que en numerosas ocasiones he visto estas aguas mucho más contaminadas...

Por otra parte, la ría de Navia es otra de las zonas que, siempre que voy a surfear a la costa gallega, observo que hay más contaminación en las aguas. Suele haber un manchurrón marrón de grandes dimensiones en la superficie marina que sale de la ría.

Otro ejemplo claro más cercano a mi casa es la playa de Peñarrubia, donde son frecuentes los vertidos de aguas residuales.

Playa de Peñarrubia. Foto: ©Conde Ripoll

PD: Para ver las fotos correctamente, pincha sobre ellas y ábrelas en una nueva pestaña

Pila Daniell

Esta práctica, de muy elevada importancia, tiene relación directa con el temario de la asignatura de Química. Concretamente, esto es exactamente lo que estamos estudiando en esa asignatura.

Lo primero que tuvimos que hacer fueron las operaciones para obtener una disolución de sulfato de cobre 0,5M pentahidratado y una disolución de sulfato de zinc 0,5M heptahidratado. Estos cálculos los podréis observar en la foto de abajo. Como dato adicional, decir que podríamos haber hecho las disoluciones tanto de 0,5M como de 1M, es indiferente...

El profesor Javier Valdés nos había dicho que él tenía una disolución de sulfato de zinc 1M. No obstante, esta no aparecía por ningún sitio del laboratorio, por lo que tuvimos que hacerla.

Obviamente no hacía falta hacer tantas disoluciones como grupos somos. Por ello, nos repartimos el trabajo a la hora de hacer las mismas. Llegamos a hacer un total de 3 disoluciones de sulfato de cobre. Pese a ello, no fue suficiente ya que algunos grupos usaron demasiada cantidad de disolución de sulfato de cobre.

Una vez comprobamos que los resultados de las operaciones estaban bien, pusimos la cantidad en gramos que nos dio en un vaso de precipitados. Posteriormente, lo vertimos a un matraz aforado cuidadosamente.

Paralelamente, realizamos con papel filtro una especie de puente salino (se puede apreciar en las imágenes). Además, hicimos una disolución de agua y sal (a ojo, sin cantidades precisas). El primer día no había tiempo para más, así que el resto lo teníamos que hacer en la siguiente clase...

... Empapamos el papel filtro en la disolución de agua con sal.

Cogimos dos vasos de precipitados. Uno de ellos lo llenamos con disolución de sulfato de cobre y le añadimos cobre metálico (el cual me costó bastante romperlo, pues es bastante resistente y no muy maleable a temperatura ambiente). El otro lo llenamos de sulfato de zinc y un trocito de zinc sólido.

Llegados este punto, era hora de probar si de verdad había transporte de electrones. Para ello, cogí prestado el voltímetro y, en efecto, sucedía lo que tenía que suceder.

Previamente a hacer este experimento, medí la masa de mi trozo de cobre (25,4g) y mi trozo de zinc (2,4g). El próximo día tendré que mirar cuál es su masa y ver qué ha sucedido... Para entonces, os traeré, si es posible, alguna imagen más de la pila Daniell.

Un saludo,
Rafa
http://www.conderipoll.com/

Chistes Químicos.

• ¿Espartanos cual es el símbolo del oro?--> Au! Au! Au!
• ¿Qué dice una molecula de CH3 encima de un puente?--> ¿Metilo o no metilo?
• ¿Por qué el oso no es soluble en el agua?--> Porque no es polar
• ¿Quien defiende a los químicos en los juicios?--> El Avogadro
• Si quieres ser más positivo... pierde un electrón
• ¿Por qué Heisenberg murió virgen?--> Porque cuando encontraba la posición no encontraba el momento y viceversa.
• ¿Cómo eructa un átomo? --> Booooooohr
• ¿Qué es una langosta con tres enlaces?--> Un langostino
• ¿Que es una muela en un vaso de agua?--> Una disolución molar

Con aportación de Carlos A. y sacado de la página:

http://www.vistoenfb.com/conversaciones/quimicos-tambien-tienen-su-gracia

cultivo de bacterias

Aquí, desde nuestra inmensa bondad, iñaki y yo donamos nuestra foto del cultivo de bacterias, para vuestro gozo y satisfacción:



Esperemos que os guste :D Iñaki y Álvaro

Corazón de cordero II

Durante la disección del corazón fuimos capaces de identificar diversas partes, como:

1. Tejidos del corazón:

- Endocardio: incluye fibras elásticas y de colágeno, vasos sanguíneos y fibras musculares especializadas. Las trabéculas carnosas, que dan resistencia para aumentar la contracción del corazón, se aprecian claramente en la foto.

- Miocardio: es el músculo cardíaco propiamente dicho.

- Epicardio: fina capa que envuelve el corazón.

2. CAVIDADES DEL CORAZÓN: En la foto distinguimos claramente las partes derecha e izquierda del corazón, separadas por una gruesa pared.

En esta otra observamos la orientación relativa del corazón, de esta forma la aorta será la que queda detrás de la cava, y el cayado de la aorta girará a la derecha. Aquí vemos la conexión de las cavidades, así la vena cava superior desemboca en la aurícula derecha, que se comunica con el ventrículo derecho por la válvula tricúspide; La aorta parte del ventrículo izquierdo, comunicada con la aurícula izquierda por la válvula mitral. Esta última recibe sangre oxigenada de la vena pulmonar.

Irene Fdez Rguez y Elena Fdez López

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN (EQUILIBRIO QUÍMICO)

En esta práctica nuestro objetivo era obserbar la formación de precipitados y aplicar el Principio de Le Chatelier. En las reacciones de precipitación uno de los productos de reacción es un sólido, que al estar en equilibrio con los iones en disolución , constituye un ejemplo de equilibrio de Le Chatelier. Modifica su posición cuando se alteran diferentes factores como la concentración de las sustancias. En el caso planteado se considera la formación de un ión muy estable [Ag(NH3)2]+ o el ataque de un ácido al carbonato formado ( reacción ácido-base) Materiales: -tubos de ensayos -vasos de precipitados -disoluciones -Cloruro sódico ( 0,2 M) - Nitrato de plata (0,1 M) -Cloruro de bario ( o,1 M) -Carbonato de Sodio (0.1 M) -Ácido clorhídrico (0,25 M) -Amoniaco( 0,1 M) -Procedimiento experimental: -Lo primero es realizar las disoluciones. Para ello lo primero es calcular la masa molecular de cada compuesto y mediante el siguiente proceso calcular cuantos gramos de cada sustancia se van a necesitar para lograr las concentraciones correspondientes en un matraz de 0,25 L. -Una vez hechas las disoluciones : -En un tubo de ensayo de 5 ml de disolución de cloruro sódico y un par de gotas de la disolución de nitrato de plata, se formará cierto precipitado. A esta disolución se le añade , gota a gota, amoniaco. Obserbamos que el precipitado desaparece ya que la reacción se desplaza a la derecha formando iones solubles y haciendo desaparecer el [Ag(NH3)2]+. - En un tubo de ensayo de 5ml de cloruro de bario y un par de gotas de la disolución de carbonato de sodio, formandose un precipitado. Se le añade, gota a gota, ácido clor

Exámen Laboratorio. Concentración NaOH

Esta práctica consistía en calcular la concentración de NaOH que había sido preparada anteriormente. Para ello utilizamos los siguientes materiales:

- Erlenmeyer

- Indicador

- Bureta

- Soporte

- Pipeta

Primero calculamos la cantidad de HCl 1M que teníamos que coger de la disolución para transformarlo en HCl 0,1M. Al hacer los cálculos obtuvimos que el volumen era 25ml.

Con una pipeta tomamos 25ml de HCl y lo vertimos en el matraz aforado y enrasamos hasta 250ml. Esta disolución HCl 0,1 M es la que echamos en el erlenmeyer (50ml). A continuación echamos tres gotas de indicador: fenolftaleína en la disolución.

Por otro lado echamos la disolución de concentración desconocida de NaOH en la bureta y la fuimos dejando caer poco a poco sobre la disolución de HCl.

Poco a poco se iba volviendo de color rosa hasta un momento en el que este color persistía durante aproximadamente 15 segundos. Después de esto si añadíamos unas gotas más cambiaba bruscamente de color hasta un rosa mucho más oscuro.

Este proceso lo realizamos tres veces y con los distintos resultados calculamos la concentración de la disolución de NaOH.

Por problemas técnicos no tenemos una foto de nuestra práctica así que ponemos esta para que os hagáis una idea.

Marlén y Reyes

Indicadores de pH caseros 2 "La venganza del petalo de rosa"

Después de nuestra experiencia con la lombarda repetimos la experiencia con pétalos de rosa amablemente cedida por Marlen. Con el objetivo de obtener un bonito juego de colores y distinguir colores de pH ácido y de pH básico.

Materiales:

• Pétalos de rosa.


• Alcohol.


• Mortero.


• Matraz aforado.


• Tubos de ensayo


• Diferentes ácidos y bases fuertes y débiles (HCl, NaOH, NH3...)

Procedimiento experimental:

1. Cogemos el pétalo de rosa y lo depositamos en el mortero, posteriormente machacamos el pétalo.


2. Añadimos alcohol y seguimos machacando.


3. Filtramos la mezcla de "jugo de rosa" y alcohol.


4. Con lo obtenido echamos pequeñas cantidades en los tubos de ensayo.


5. A cada tubo le añadimos un ácido o bases ya sean fuertes o débiles.


6. Finalmente obtenemos un bonito juego de colores. Y averiguamos sus pH (más o menos) con los papeles indicadores.

Resultados obtenidos:

1. Disolución+NaOH--> Amarillo--(Papel indicador)-->pH=14(aprox)


2. Disolución+NH3--> Verde--(Papel indicador)-->pH=7(aprox)


3. Disolución+HCl--> Rojizo--(Papel indicador)-->pH=2(aprox)


4. Disolución+HCl(diluido)--> Rojo mas clarito--(Papel indicador)-->pH=5(aprox)


5. Disolución+HCl(más diluido)--> Rojo más claro todavía--(Papel indicador)-->pH=6(aprox)

Las diluciones las hicimos a ojo por ello no tenemos resultados numéricos.

Con todos ustedes Arturo y Carlos B.