LÁMINA DE ZINC Y SOLUCIÓN DE SULFATO DE COBRE(II)

Para realizar nuestro experimento necesitamos un vaso de precipitados, una lámina de cinc, sulfato de cobre (II) y agua.

Primero preparamos una disolución disolviendo sulfato de cobre (II) en agua. La disolución resultante es de color azul.

Luego metemos una lámina de cinc en la disolución. Rápidamente la lámina se vuelve de color oscuro y, poco a poco, la lámina se cubre con una sustancia oscura que se desprende al sacudir la lámina. Al cabo de unos minutos, la solución inicialmente de color azul, palidece.

Explicación
El experimento es un ejemplo de reacción de oxidación-reducción.

Durante el proceso, un átomo de cinc de la lámina se transforma en un ion cinc (II) cediendo dos electrones. Por el contrario, un ion cobre (II) de la disolución acepta el par de electrones cedidos por el cinc y se transforma en un átomo de cobre que se deposita sobre la lámina de cinc. La sustancia que pierde electrones se oxida y la sustancia que gana electrones se reduce. Es decir, el cinc se oxida y el cobre se reduce.

La solución, inicialmente de color azul, palidece por el hecho de que la concentración de iones cinc (II), incoloros, ha aumentado y ha disminuido la concentración de iones cobre (II) presentes en la disolución inicial

REACCIONES QUÍMICAS

MATERIALES

1 Soporte universal

Pinzas

1 Mechero

Magnesio sólido

Espátula metálica

Tubos de ensayo

Tubo de vidrio en U

Tubo de vidrio doblado

Bandeja de vidrio

Tapón

Frasco

Bandeja de vidrio

CuO, MgO, PbO

CaO, HgO, S, Cu.

CuO sólido color negro

 MgO sólido color blanco

PbO sólido color naranja claro

CaO sólido color blanco

HgO sólido color naranja oscuro

 S sólido color amarillo

 Cu sólido color gris oscuro

1) Reacción de  combustión.

2 Mg(s) + O₂(g) " 2 MgO ceniza color blanca

Magnesio + oxígeno " óxido de magnesio

2) Reacción de síntesis

2 NO(g) + O₂(g)  " 2 NO₂(g)

Óxido nítrico +oxígeno"   dióxido de nitrógeno

NH₃(g) + HCl(ac) " NH₄Cl (g) Se desprende un humo color blanco

Amoníaco + ácido clorhídrico " cloruro de amonio

3) Reacción de descomposición

NH₄Cl (s) " NH₃(g) + HCl(g)

Cloruro de amonio " amoníaco + ácido clorhídrico

2 HgO(s) ^∆__> 2 Hg(s) + O₂(g)

Óxido de mercurio " mercurio + oxígeno

2H₂O(l) " 2H₂(g) + O₂(g)

Agua " hidrógeno + oxígeno

H₂(g) la explosión ante una llama demuestra la presencia

O₂(g) el aumento de la llama demuestra la presencia

4) Reacción de desplazamiento simple.

Zn(s) + 2 HCl(ac) " ZnCl₂ (s) + H₂(g)

Zinc+ ácido clorhídrico " cloruro de zinc + hidrógeno

H₂(g) + CuO(s) " Cu(s) + H₂O (vapor)

Hidrógeno + óxido de cobre(II) " Cobre + vapor de agua

CuSO₄ (ac) + Zn(s) " ZnSO₄ + Cu(s)

Sulfato de cobre + zinc " sulfato de zinc + cobre

5) Reacción de doble desplazamiento

CuCl₂(ac)  + Na₂S(ac) " 2 NaCl(ac) + CuS(s)

Cloruro de cobre + sulfuro de sodio " cloruro de sodio + Sulfuro de cobre

ESTEQUIOMETRIA

MATERIALES

3 erlenmeyer

3 globos color azul, amarillo y verde.

Trozos de magnesio

Solución de HCl 1M

Solución de HCl 0,5M

Solución de HCl 0,25M

PROCEDIMIENTO:

Colocar las soluciones de HCl de distinta concentración en cada erlenmeyer.

Agregar los trozos de magnesio en cada globos, y la boca de los últimos sobre el erlenmeyer sin dejar caer el magnesio.

Luego dejar caer los trozos de magnesio en la solución de HCl.

Observamos una reacción en la que se ven burbujas y los globos inflarse. Dos tiene el mismo tamaño y el 3 tiene la mitad del tamaño de éstos.

Las diferencias se explican por que la cantidad de HCl para reaccionar con magnesio es una relación de 2 a 1. Por cada mol de magnesio se necesitan 2 moles de HCl

Mg(s)  + 2 HCl(ac) -> MgCl₂(ac) + H_(g)

DISOLUCIÓN DE NITRATO DE AMONIO

Para realizar nuestro experimento necesitamos un vaso de precipitados, una varilla, una espátula, un termómetro, un platito, agua y nitrato de amonio.

Realización del experimento:

1 Ponemos un poco de agua sobre el platito

2 Llenamos el vaso de precipitados con agua y lo ponemos sobre el platito.

3 Medimos la temperatura inicial del agua con un termómetro. En este caso 15 ºC.
4 Con la espátula añadimos nitrato de amonio en el vaso con agua (en la proporción 1:1). Se observa que el vaso se empaña por el descenso de temperatura.
5 Removemos con la varilla para completar la disolución

6 Medimos la temperatura final con el termómetro y vemos que la disolución está a -6 ºC.
7 Por último, si levantamos el vaso podemos ver que el platito se quedó pegado al vaso.
Explicación
La disolución de nitrato de amonio en agua es un proceso fuertemente endotérmico, absorbe energía y, por tanto, baja la temperatura de la disolución. Disolviendo la cantidad suficiente de nitrato de amonio en agua la temperatura final puede llegar a los – 7 ºC.
La temperatura de fusión disminuye al añadir la sal (descenso crioscópico) y por este motivo la disolución no se congela a esa temperatura negativa.

Por último, el charquito de agua que está entre el platito y el vaso se congela a temperaturas tan bajas y el vaso se pega al platito.

Una importante aplicación práctica de este fenómeno es la adición de grandes cantidades de sal a las carreteras heladas. La adición de sal a las carreteras heladas hace que el hielo y la nieve se fundan aunque la temperatura sea menor de 0 °C

PERMANGANATO DE POTASIO Y GLICERINA

Materiales

Permanganato de potasio

Glicerina

Disco de amianto

Vaso de precipitado de 300mL

Gotero

EXPLICACIÓN:

La glicerina es un líquido orgánico combustible y el permanganato de potasio (sólido, de color morado oscuro) es una fuente de concentrada de oxígeno.

La reacción en la que entran en contacto los reactivos se encienden espontáneamente liberando energía, denominada reacción exotérmica.

Los productos tiene energía disponible, a medida que avanza la reacción se libera energía hasta llegar al producto.

En la reacción exotérmica de glicerina y permanganato de potasio se observa desprendimiento de humo, burbujas y una llama intensa.

PASTILLA EFERVESCENTES Y VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.

MATERIALES:

2 Vasos

Agua fría.

Agua caliente.

2 Pastillas efervescentes.

Reloj.

PROCEDIMIENTO.

En un vaso distribuir el agua fría y en el otro el agua cliente, luego agregar las pastillas efervescentes y controlar el tiempo en el que se produce la reacción.

CONCLUSIÓN

El vaso con agua fría necesita más tiempo para disolver totalmente la pastilla. La temperatura es un factor que influye en esta reacción química, es decir, la velocidad de la reacción química aumenta con el incremento de temperatura.

LÁMINA DE ZINC Y SOLUCIÓN DE SULFATO DE COBRE(II)

Para realizar nuestro experimento necesitamos un vaso de precipitados, una lámina de cinc, sulfato de cobre (II) y agua.

Primero preparamos una disolución disolviendo sulfato de cobre (II) en agua. La disolución resultante es de color azul.

Luego metemos una lámina de cinc en la disolución. Rápidamente la lámina se vuelve de color oscuro y, poco a poco, la lámina se cubre con una sustancia oscura que se desprende al sacudir la lámina. Al cabo de unos minutos, la solución inicialmente de color azul, palidece.
Explicación
El experimento es un ejemplo de reacción de oxidación-reducción.

Durante el proceso, un átomo de cinc de la lámina se transforma en un ion cinc (II) cediendo dos electrones. Por el contrario, un ion cobre (II) de la disolución acepta el par de electrones cedidos por el cinc y se transforma en un átomo de cobre que se deposita sobre la lámina de cinc. La sustancia que pierde electrones se oxida y la sustancia que gana electrones se reduce. Es decir, el cinc se oxida y el cobre se reduce.