Indicadores de pH caseros

El pasado día 9 de abril realizamos la practica de indicadores de pH caseros. Para realizar esta practica utilizamos las hojas de col de lombarda.

Primero tomamos un par de hojas, las cortamos y añadimos agua en una nota y las dejamos hervir durante 10 minutos en una cocina de camping que teníamos en el laboratorio. El resultado fue un liquido de color morado.

Con toda la cantidad de agua con lombarda que teníamos la dividimos en 6 partes iguales para que cada grupo tuviera la misma cantidad. 

Mis compañeras y yo rellenamos 5 tubos de ensayo con aproximadamente tres dedos del agua con lombarda. En el primer tubo vertimos unas gotas de NaOH, CH3COOH, HCl, NH3 y H3PO4. Cada tubo cambio de color dependiendo del pH.

• En el 1º tubo vertidos unas gotas de NaOH, que es una base fuerte. El liquido paso a ser de color verde, lo que nos indica que tiene un pH de aproximadamente 12.
• En el segundo tubo añadimos unas gotas de vinagre, un ácido débil. El liquido paso a ser de color rosa, lo que nos india que el pH esta entre 4 y 6
• En el tercer tubo añadimos HCl, que es un ácido fuerte. El liquido paso a ser de color rojo lo que significa que el pH es menor de 2.
• En el cuarto tubo añadimos NH3 que es una base débil. El liquido paso a ser de color verde amarillento, por lo tanto el pH es 12 .
• En el quinto tubo añadimos H3PO4, que es un acido fuerte. El liquido paso a ser de color rojo lo que nos indica que el pH es menor de 2.

   Arantza Muriel Garcia

ELECTRODEPOSICIÓN DE COBRE

En nuestro último día de laboratorio realizamos una práctica llamada electrodeposición del cobre. Ésta consistía en realizar un recubrimiento de cobre sobre algún objeto metálico como una llave, por ejemplo. Para este experimento requerimos de una pila de petaca, una lámina de cobre, una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 M y unos cables.

En el matraz erlenmeyer está la disolución de sulfato de cobre, la cual verteremos en un vaso de precipitados para sumergir tanto la plancha de cobre como la llave. ¿Por qué hacemos esto? Bueno, la respuesta es muy sencilla: en la disolución se encuentran los iones cobre que formarán la fina capa que recubrirá la llave. Esto sucede gracias a la acción que ejerce la corriente continua a la que están sometidas tanto la llave como la lámina.La llave se pondrá en contacto con la fuente de corriente continua, que es la pila, y con un electrodo que cumplirá la función de ánodo,la lámina de cobre, cediendo electrones para que los iones cobre de la disolución se reduzcan y se depositen sobre la llave, que cumple la función de cátodo. El ánodo, que es la lámina, se oxidará cediendo electrones y aportando iones cobre a la disolución a medida que los iones que ya estaban en la misma se depositen en la llave. De esta manera se produce poco a poco la fina capa de cobre que queremos obtener sobre la llave.

Para poder formar este circuito continuo usaremos los cables que habíamos mencionado antes. Uno para la unión de la llave con la solapa negativa de la pila, que es nuestro generador, y otro para la unión de la lámina con la solapa de la parte positiva.

Es muy importante que a la hora de sumergir la llave y la lámina de cobre éstas no se toquen en ningún momento.

La electrodeposición es uno de los procesos electroquímicos aplicado a nivel industrial, que tiene mayor importancia en cuanto a volumen de producción, y es también uno de los que causan mayor impacto económico, ya que se logra que piezas constituidas por material barato posea una gran resistencia a la corrosión. Algunos ejemplos son el zincado electrolítico y los procesos de estañado y cromado, entre otros.También se aplica en las joyerías para realizar esos recubrimientos de oro y plata.

Valoración del Vinagre

Introducción:

El vinagre es un producto natural que se obtiene del vino o la sidra por acción de unas bacterias conocidas como Acetobacter aceti. Estos microorganismos oxidan el etanol del vino o la sidra originales hasta convertirlo en ácido acético (CH3-COOH). En esta práctica se pretende determinar el grado de acidez de un vinagre, expresándolo en g/l de ácido acético.

Objetivo de la práctica:

Determinar el grado de acidez del vinagre.

Fundamento teórico:

Se produce una reacción entre el ácido acético del vinagre y una disolución de hidróxido de sodio de concentración conocida. Este tipo de reacciones entre una base (hidróxido de sodio) y un ácido (acético en nuestro caso) se denominan neutralizaciones.
Para conocer el momento exacto del fin de la neutralización, utilizamos un indicador de pH denominado fenolftaleína. Este pasa de incoloro (en un medio ácido) a rosa (en un medio básico).
La reacción que tendrá lugar es la siguiente: CH₃-COOH + NaOH --> CH₃-COONa + H₂O

La acidez se expresa en tanto por ciento en masa de ácido acético, lo que se llama grado del vinagre. 

Material y reactivos utilizados.

Materiales: 

• Base y soporte. 
• Nuez doble y pinzas de bureta. 
•  Matraz erlenmeyer de 250 mL. 
• Matraz aforado de 250 mL. 
• Pipeta aforada. 
• Bureta de 50 mL. 

Reactivos: 

• Vinagre. 
• Hidróxido de sodio. 
• Fenoftaleína alcohólica al 0.1%

   Procedimiento experimental:

1.  Realizamos los cálculos necesarios para realizar una disolución 0,5 M de sosa caustica.
2. Con la pipeta aforada medimos 10 ml de vinagre y los vertemos en un Erlenmeyer que contenga 100 ml de agua. El agua no tiene que ser una cantidad precisa, ya que es para aumentar la superficie y poder apreciar el cambio de color de la fenolftaleína.
3. Se añaden 3 o 4 gotas de fenolftaleína, el marcador de pH.
4. Preparamos la bureta para recibir la disolución de sosa. La aclaramos por si quedan restos de anteriores prácticas. Cerramos la llave y la llenamos con un par de ml de sosa. Con esta cantidad procederemos a homogeneizarla, un proceso que consiste en impregnar de manera uniforme las paredes del instrumento con la sustancia en cuestión.
5. Una vez realizada la homogenización descartamos esa sosa. Cargamos la bureta con una nueva cantidad de disolución y abrimos la llave para que llene también el espacio comprendido entre la misma y la pica.
6.  Cuando tenemos preparada la bureta, anotamos la marca en la que está situado el menisco.
7. Abrimos lentamente la llave dejando caer gotas al Erlenmeyer mientras lo agitamos para asegurarnos de que los reactivos entran en contacto.
8. Tras caer la primera gota que produzca un cambio de color de una duración mayor a los 30 segundos, cerramos la llave y anotamos la nueva cifra en la que este el menisco.
9. Realiza los cálculos pertinentes para saber el volumen de disolución que se ha empleado en la neutralización.
10. Repite el experimento para obtener otro resultado con el que hacer la media y obtener un resultado más preciso.

Cálculos y Operaciones:

·         Disolución de Sosa caustica 0,5M:

Masa Molecular Na(OH): 39,997 g/mol

·   Cantidad de hidróxido de sodio gastada entre la lectura inicial y final:

1ª medida: 5.55-25.6= -20.05 (se gastaron 20.05 ml de disolución 0,5 molar de sosa)

2ª medida: 13,2-33,2= -20 (se gastaron 20.05 ml de disolución 0,5 molar de sosa)

Media ≈ 20 ml

·         Conociendo los gramos de hidróxido de sodio gastados, calcula cuántos gramos de ácido acético había en los 10 mL de vinagre valorados.

Se gastaron 0,39997 gramos de sosa para neutralizar el ácido acético. Como se trata de una neutralización 1 a 1, los gramos de sosa utilizados serán los mismos que los gramos de ácido acético neutralizados. Por consiguiente, en 10 ml de vinagre había 0,39997 gramos de ácido acético.

·         Sabiendo los gramos de ácido acético que hay en 10 mL de vinagre, calcula los que habrá en 100 mL.

En caso de que se pregunte los gramos de ác. Acético que habrá en 100 ml de vinagre, serán 3,9997 gramos.

En caso de que la pregunta sea los gramos de ác. Acético tras disolverlo en 100 ml de agua, la respuesta será: la misma cantidad ya que lo que varía es la concentración no la cantidad de solutos.

·         Halla el grado de acidez de la muestra analizada, es decir, los gramos de ácido acético que hay en 100 g de vinagre (considera que la densidad del vinagre es aproximadamente la del agua  d= 1 g/mL).

100 ml de vinagre≈ 100 ml de vinagre

Si en 100 ml de vinagre hay 3,9997 gramos de ácido acético,  indica que su grado de acidez es de 3,9º o 4º

Presentación de los resultados:

En mi grupo con una media de 20 ml de disolución de sosa vertidos, se producía un cambio de color a un leve rosa, durante mas de 30 segundos. Esto confirmaba que la neutralización se había llevado acabo por completo.

PRÁCTICA DE SOLUBILIDAD: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN

Comenzamos la práctica realizando las diferentes disoluciones que necesitábamos para realizar esta práctica (Cloruro sódico 0,2 M, Nitrato de plata 0,1 M, Cloruro de bario 0,1 M, Carbonato de sodio 0,1 M, Ácido clorhídrico 0,25 M, Amoniaco 0,1 M), cada grupo nos encargábamos de realizar una diferente para agilizar el proceso.

Empezamos vertiendo 5 ml de la disolución de cloruro sódico en uno de los tubos, vimos cómo al añadir unas gotas de la disolución de nitrato de plata se formaba un precipitado claramente visible porque la  de la nueva sustancia formada es mayor que su Kps y por eso precipita. Después fuimos añadiendo a este mismo tubo gota a gota la disolución de amoníaco, observando cómo se rediluía la mezcla porque la nueva sustancia que se originaba su Kps era mayor que su Q.

Primer tubo de ensayo:

NaCl à Na + Cl , cuando se va introduciendo el AgNO3 à Ag + NO3 se mezcla por las reglas de solubilidad el Ag con el Cl formándose la siguiente disolución: AgCl à Ag + Cl que precipita, se añade entonces el  NH3 à N2 + H2 y se forma por las reglas de solubilidad HCl y se rediluye la mezcla.

En otro tubo de ensayo vertimos 5 ml de la disolución de cloruro de bario y como habíamos hecho antes fuimos echando gotas de la disolución de carbonato de sodio hasta que se formó un precipitado claramente visible porque la Q de la nueva sustancia formada era mayor que su Kps  y por eso precipitó. A continuación añadimos la disolución de HCl y la disolución se rediluyó porque su Kps era menor que su Q.

Fuimos sacando fotos durante todo el proceso, y cuando finalizamos limpiamos bien los tubos de ensayo y recogimos todo lo que habíamos usado para la práctica.

Segundo tubo de ensayo:

BaCl à Ba + Cl , cuando se va introduciendo el NaCO3 à Na + CO3 se mezcla por las reglas de solubilidad el Ba con el CO3 formando BaCO3 à Ba + CO3 que precipita, al introducir el HCl à H + Cl por las reglas de solubilidad reaccionan el CO3 con el H dando lugar al HCO3 que causará que se rediluya la mezcla.

Videos realizados

Durante esta evaluación nuestro grupo: Olaya Salas, Arantza Muriel e Isabel Gonzalez, hemos realizado una serie de videos sobre algunas practicas realizadas en clase. Aquí os dejamos los videos para que los veáis:
-Uno de ellos es sobre la disección del corazón de cordero.
-Otro de la practica de equilibrio químico.
-Y finalmente el ultimo es sobre la practica de precipitados.

Olaya Salas, Arantza Muriel e Isabel Gonzalez 2ºA

Equilibrio Químico

El pasado mes de marzo realizamos la practica de equilibrio químico, el objetivo era: Estudiar la evolución de un equilibrio químico cuando se varía la concentración de algunas de las sustancias intervinientes. Esta practica estaba relacionada con el principio de Le Chatelier que estudiamos en la asignatura de Química. 

Para realizar esta practica utilizamos: 

• Vasos de precipitados
• Cuatro tubos de ensayo
• Matraz aforado
• Agua
• Cuentagotas
• Disoluciones 0,1 M de FeCl3, KSCN, NaOH y de NaI

Entre los grupos de la asignatura nos dividimos las disoluciones, cada grupo calculo los gramos necesarios para realizar la disolución de 0,1 M en 250 ml a través de factores de conversión. 

En un vaso de precipitado,  preparamos una disolución en la que mezclamos 1 ml de la disolución de cloruro de hierro (III) y de tiocianato potasio, y 50 ml de agua. Con esta disolución, rellenamos cada tubo con la misma cantidad (4 en total). 

• El primer tubo lo dejamos de control. Al haber realizado una disolución de 1 ml de cloruro de hierro, 1 ml de tiocianato potasio y 50 ml de agua, quedo un color rojizo.
• En el segundo añadimos unas gotas de KSCN y comprobamos que el equilibrio se desplazo hacia la derecha y la disolución se volvió de un color mas rojizo. Esto se debe a que al aumentar la cantidad de SCN, el equilibrio se desplaza hacia la derecha para compensar el exceso. 
• En el tercer tubo, al añadir NaOH se formo un precipitado de hierro en el fondo, debido a que se hizo reaccionar hidróxido de sodio con el ión hierro. Al final, añadimos unas gotas de HCl, para hacer que el color de la disolución volviera a su estado inicial, y así fue.
• En el cuarto tubo, al añadir NaI, la disolución se volvió de color mas amarillenta. Esto se debe a que el equilibrio se desplazo hacia la izquierda

Arantza Muriel Garcia