Laboratorio Virtual
Hay muchas personas interesadas en la Química que no tienen acceso a un laboratorio. El objetivo de esta página es
precisamente servir de laboratorio virtual donde se recogen algunos experimentos, que con el tiempo irán ampliándose, que
sirvan para ilustrar algunos aspectos importantes de la Química.
Reacciones Redox:
En estado sólido:
Aluminotermia:
Preparación de cromo metálico
Preparación de manganeso metálico
En disolución acuosa:
Reacción de sodio metálico con agua (aquí también ácido-base):
Con fenoftaleina
Con azul de timol
Con rojo de metilo
El espejo de plata
Alcoholímetro
Descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno
Azul persistente
Otros:
El billete que no arde
Ensayos a la llama:
De cobre
De litio
Enlaces
Libros recomendados
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Aluminotermia:
Preparación de cromo metálico a partir óxido de cromo.
Cr2O3 + 2Al  2Cr +Al2O3
Poco después del aislamiento del aluminio se descubrió que la mezcla de éste
con ciertos óxidos metálicos permite reducirlos al estado metálico. Esta
reacción, conocida como aluminotermia, produce además una gran cantidad de
luz y calor. El calor producido es, de hecho, utilizado para acelerar el proceso.
Tras la reacción, el metal puede recogerse en forma de glóbulos brillantes, ya
que la temperatura que se alcanza es suficiente para fundir el metal.
La justificación termodinámica de esta reacción suele hacerse mediante el
Diagrama de Ellingham. En él se representa la energía libre de formación de
distintos óxidos frente a la temperatura. Así, los óxidos situados en la parte
superior del diagrama (con energías libres menos negativas) podrán ser
reducidos por los metales de la parte inferior del diagrama (cuyos óxidos tengan
energías de formación más negativas y por lo tanto cuya formación esté
termodinámicamente más favorecida). Por ejemplo, la formación de Al2O3 a
partir de Al (línea azul, en la parte inferior) está más favorecido que la formación
de Cr2O3 a partir de Cr (línea verde, en la parte media), por lo que es posible
reducir Cr2O3 a Cr con Al. La diferencia de energía se libera en forma de luz y
calor.
Diagrama de Ellingham
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Aluminotermia:
Preparación de manganeso metálico a partir de óxido de manganeso.
Mn2O3 + 2Al  2Mn +Al2O3
Poco después del aislamiento del aluminio se descubrió que la mezcla de éste
con ciertos óxidos metálicos permite reducirlos al estado metálico. Esta
reacción, conocida como aluminotermia, produce además una gran cantidad de
luz y calor. El calor producido es, de hecho, utilizado para acelerar el proceso.
Tras la reacción, el metal puede recogerse en forma de glóbulos brillantes, ya
que la temperatura que se alcanza es suficiente para fundir el metal.
La justificación termodinámica de esta reacción suele hacerse mediante el
Diagrama de Ellingham. En él se representa la energía libre de formación de
distintos óxidos frente a la temperatura. Así, los óxidos situados en la parte
superior del diagrama (con energías libres menos negativas) podrán ser
reducidos por los metales de la parte inferior del diagrama (cuyos óxidos tengan
energías de formación más negativas y por lo tanto cuya formación esté
termodinámicamente más favorecida). Por ejemplo, la formación de Al2O3 a
partir de Al (línea azul, en la parte inferior) está más favorecido que la formación
de Mn2O3 a partir de Mn (línea roja, en la parte media), por lo que es posible
reducir
Diagrama de Ellingham
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Reacción de sodio metálico con agua.
Una de las propiedades más características de los elementos alcalinos es que
son muy reductores, con potenciales electroquímicos inferiores a -2.0 V. Son
tan reactivos que deben conservarse en éter de petróleo para impedir su
contacto con el agua, con la que reaccionan con distinta violencia. La reacción
con Li produce un lento burbujeo de hidrógeno. El Na se funde sobre el agua
como un glóbulo que se desliza sobre la superficie acuosa. La reacción con los
elementos más pesados es extremadamente violenta produciendo explosiones
debidas al contacto del hidrógeno generado con el oxígeno del aire. La violencia
de las reacciones de los metales alcalinos con el agua no se corresponde con el
potencial electroquímico de los elementos del grupo, ya que el Li, que tiene el
potencial más negativo de la Tabla Periódica, produce la reacción más lenta.
Este hecho nos recuerda de nuevo la importancia de los aspectos cinéticos de
una reacción.
En la siguiente serie de videos se muestra la reacción del sodio con el agua.
Esta reacción produce hidrógeno, OH (cuya formación se pone de manifiesto
con el viraje de los distintos indicadores: fenoftaleina, azul de timol y rojo de
metilo) y suficiente calor para fundir al metal (punto de fusión = 98 °C) que se
desliza sobre la superficie del agua como un glóbulo que se consume
rápidamente, según la reacción:
2 Na + 2 H2O  2 Na+ + OH- + H2
video 1
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El billete que no arde:
Todos conocemos que el agua hierve a 100 °C y que, como cualquier otro
líquido, permanecerá a su temperatura de ebullición mientras exista líquido. El
objetivo del siguiente experimento es precisamente poner de manifiesto este
hecho. Esperemos que la imagen sorprendente de un billete ardiendo que no se
consume nos ayude a no olvidar esta propiedad tan importante.
Podemos ver como el billete se humedece en una mezcla etanol/agua, que
contiene además cloruro sódico, que se utiliza para darle a la llama un color
anaranjado (ver Ensayos a la llama) ya que la llama del etanol es apenas
visible. Luego se prende y arde con llama anaranjada hasta que se agota el
etanol. El billete no sólo no se quema, sino que apenas se calienta, de forma
que puede cogerse con la mano inmediatamente después de consumirse las
llamas.
Por si os lo estáis preguntando, si, el billete de es 20 euros de verdad!
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El espejo de plata:
La experiencia comienza con la preparación del complejo diaminado de plata
[Ag(NH3)2]+, conocido como reactivo de Tolens, a partir de nitrato de plata y
amoniaco. Posteriormente, se añade glucosa que actúa como reductor, lo que
permite la formación de una capa delgada de plata metálica sobre la superficie
del tubo de ensayo, que se agita para que la disolución esté en contacto con
toda la superficie del tubo del ensayo que queremos metalizar.
Ésta es la reacción que tiene lugar:
CH2OH(CHOH)4COH + 2[Ag(NH3)2]+ + 3OH-  2Ag(s) + CH2OH(CHOH)4 COO¯ + 4NH3 + 2H2O
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Alcoholímetro:
Los primeros dispositivos utilizados para la detección de alcohol etílico en el
aliento estaban basados en reacciones de oxidación-reducción. En el siguiente
experimento se utiliza una disolución ácida de dicromato potásico como
indicador. El paso de etanol a ácido acético (oxidación), producirá la reducción
de dicromato (naranja) a Cr3+, (de color verde intenso). Así, el viraje de naranja
a verde pondrá de manifiesto la presencia de etanol.
foto 1
En el experimento que se muestra en el video existe un primer frasco lavador
de gases que contiene una pequeña cantidad de etanol, que simula el etanol
contenido en el aliento. Al soplar, parte de este alcohol, pasará a la disolución
de dicromato (en el segundo frasco lavador de gases) produciendo su reducción
a Cr3+ y por lo tanto el viraje de naranja a verde, según la reacción:
3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4  3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O
En la actualidad se utilizan sistemas de detección de alcohol etílico en el aliento
más selectivos, basados fundamentalmente en absorción infrarroja o células
electroquímicas.
foto 2
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Descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno:
A pesar de que el peróxido de hidrógeno es relativamente estable a
temperatura ambiente, numerosas sustancias actúan como catalizadores de su
descomposición, entre otras: metales de transición, álcalis, y óxidos metálicos.
La luz del día también favorece la descomposición del peróxido de hidrógeno,
por lo que debe conservarse en envases opacos.
En el siguiente experimento se muestra la descomposición del peróxido de
hidrógeno catalizada por el ioduro potásico. Además, se ha añadido una
pequeña cantidad de jabón para que la evolución de oxígeno sea más evidente.
La reacción de desproporción que tiene lugar es:
H2O2  H2O +1/2 O2
El diagrama de Frost del oxígeno muestra que el peróxido de hidrógeno es
termodinámicamente inestable, ya que se encuentra por encima de la línea que
une las especies con estados de oxidación 0 y -2 (dioxígeno y agua) en los que
se descompone el peróxido de hidrógeno. A este proceso se conoce como
desproporción.
Diagrama de Frost del
oxígeno en disolución ácida.
O2
ΔG0/F0-nE0 (V mol e-)
0
H2 O2
-1
-2
H2 O
-3
-2
-1
Estado de oxidacion
0
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Ensayos a la llama:
En condiciones normales los átomos se encuentran en el estado fundamental,
que es el más estable termodinámicamente. Sin embargo, si los calentamos
absorbe energía y alcanza así un estado excitado. Este estado posee una
energía determinada, que es característica de cada sustancia. Los átomos que
se encuentran en un estado excitado tienen tendencia a volver al estado
fundamente, que es energéticamente más favorable. Para hacer esto deben
perder energía, por ejemplo, en forma de luz. Puesto que los estados excitados
posibles son peculiares para cada elemento y el estado fundamental es siempre
el mismo, la radiación emitida será también peculiar para cada elemento y por
lo tanto podrá ser utilizada para identificarlo. Esta radiación dependerá de la
diferencia entre los estados excitados y el fundamental de acuerdo con la ley de
Planck:
Estado
fundamental
Absorcion de
energia
Estado
excitado
hv
Emision de
energia
ΔE = hv ;
ΔE = diferencia de energía entre los estados excitado y fundamental
h = Constante de Planck (6,62 10-34 J s). v= frecuencia
Por lo tanto, el espectro de emisión puede considerarse como “la huella
dactilar” de un elemento. Este hecho se conocía ya desde antiguo, antes aún de
entender como ocurría, por lo que los químicos han utilizado los “ensayos a la
llama” como un método sencillo de identificación. En la actualidad existen
técnicas de análisis basadas en este principio, tales como la espectroscopia de
emisión atómica, que nos permiten no sólo identificar, sino cuantificar la
presencia de distintos elementos.
A continuación indicamos de los colores de los ensayos a la llama de algunos
elementos:
Calcio: llama roja, Cobre: llama verde, Sodio: llama naranja, Litio: llama rosa,
Potasio: llama violeta, Bario: llama verde pálido y Plomo: llama azul.
En el video se muestran las llamas producidas al quemar etanol al que se le ha
añadido una cierta cantidad de i) sulfato de cobre y ii) nitrato de litio.
Estado
fundamental
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El azul persistente:
En el siguiente video vemos como una disolución básica de azul de metileno se
decolora en pocos segundos al añadirle glucosa, que actúa como reductor. Sin
embargo, al agitar la disolución el color azulado vuelve a recuperarse debido a
que la forma reducida es oxidada de nuevo al azul de metileno con el oxígeno
atmosférico.
Glucosa
Forma reducida
(Incoloro)
Azul de Metilo
(Azul)
Oxigeno
Cuando la disolución permanece sin agitación durante unos segundos el
oxígeno disuelto se consume rápidamente y la glucosa reduce al azul de
metileno a la forma incolora. Basta con agitar unos segundos para que el
oxígeno se disuelva y vuelva a parecer el color azulado debido a la forma
oxidada.
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Enlaces:
Demostration Lab. University of Wisconsin:
http://genchem.chem.wisc.edu/demonstrations/
Delights of Chemistry. Leeds University
http://www.chem.leeds.ac.uk/delights/
Chemistry Demostrations on the Web. University College London
http://www.chem.ucl.ac.uk/demonstrations/
Chemistry Demonstration Movie Page
http://www.cst.cmich.edu/users/Stock1lj/demos.htm
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Libros recomendados:
Chemical Demonstrations : A Handbook for Teachers of Chemistry Vol 1-4
by Bassam Z. Shakhashiri, Univ of Wisconsin Pr; (December 1983)
Chemical Curiosities
by Herbert W. Roesky, Klaus Möckel, William E. Russey, T. N. Mitchell
Ed. John Wiley & Sons; (August 6, 1996)
Chemical Magic
by Leonard A. Ford, E. Winston Grundmeier, Dover Pubns; 2nd edition (1993)
Classic Chemistry Experiments
by K Hutchings, Royal Society of Chemistry (1998)