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:

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.

Cálculos

M= nº moles/ volumen

Disolución FeCl3 0,1 M

Nº moles= 0,1 M x 0,25 l = 0,025 x 270,3 g / 1 mol FeCl3 = 6,76 g

Disolución KSCN 0,1 M

Nº moles = 0,1 M x 0,25 l = 0,025 moles x 97 g / 1 mol KSCN = 2,425 g

Disolución NaI 0,1 M

Nº moles = 0,1 M x 0,25 l = 0,025 x 150 g / 1 mol NaI =  3,75 g

Kc = ( Fe ( SCN) 6) / ( Fe3+) x ( SCN - )6

Realizado por AGUSTÍN MARTÍNEZ POSADA Y SANTIAGO MAESTRO RODRÍGUEZ