Experimento 1

Parte a



Una demostración simple de la reversibilidad de las reacciones químicas



Introducción teórica:



En principio, todas las reacciones químicas son reversibles. Si la reacción procede en un sentido modificando alguna propiedad física observable, al revertirla se advertirá el efecto contrario en el fenómeno observado.

Es el caso de este trabajo donde al calentar el CuSO4·5H2O (una sal de color azul) en un tubo de hemólisis, ésta pierde el agua unida químicamente a ella y su color se vuelve blanco. También es posible observar las gotitas de agua en las paredes del tubo. Este proceso, como toda descomposición, es muy endotérmico.

Posteriormente, al agregar agua a la sal, ésta recobra su color azul liberando calor, dado que ahora la reacción es exotérmica.



Detalles experimentales y precauciones:



Los detalles experimentales fueron detallados en la guía de alumnos, sin embargo es necesario destacar algunos cuidados a tener en cuenta durante la realización del trabajo:



- Calentar suavemente el tubo de hemólisis, flameándolo, usando anteojos de seguridad y no dirigir la boca del tubo hacia el cara ni del operador ni de ninguna persona que se encuentre en las cercanías.



- Al agregar agua una vez deshidratada la sal, tocar suavemente el tubo pues el proceso es muy exotérmico. No agregar más de 1 mL de agua porque el exceso puede enfriar el tubo y no se observará el efecto deseado.



Modelo de informe:



El informe consiste en anotar sucinta pero claramente las observaciones realizadas durante el trabajo :



- Color de los cristales al comenzar el trabajo:

- Observaciones durante el calentamiento de los mismos:

- Observaciones luego del agregado de agua:

- Conclusiones :



Extensión de la práctica e ideas útiles:



Hay varios ejemplos que podrían incluirse para verificar la reversibilidad de las reacciones químicas, a saber:

- un indicador ácido base que modifica su color de acuerdo con el pH del medio y puede volver a su color inicial.

- sustancias solubles a pH ácido, que precipitan en medio básico y que al volver a acidificar se solubilizan otra vez.

- Es decir, la mayoría de las reacciones que involucren los distintos tipos equilibrios: ácido base, de complejos, redox, de precipitación.







Cuestionario:



1. ¿Qué otras reacciones químicas propondrías para evidenciar la reversibilidad de las reacciones químicas?



2. Menciona ejemplos donde sea imposible revertir la reacción que se lleva a cabo.



Bibliografía:



Brozek C., J.Chem. Ed. 79 (1996) 837.




Experimento 1

Parte b



La química del electrón en casa.

El clavo cobreado que me has regalado.



Introducción teórica:



En algunas reacciones químicas, cambia el estado de oxidación de los reactivos porque durante su transcurso se intercambian electrones. Se las denomina de oxidorreducción y en ellas, uno de los reactivos se reduce (ganando electrones) mientras que el otro se oxida (perdiendo igual cantidad de electrones).

Como veremos a lo largo de nuestros experimentos, las reacciones redox están por todas partes: la respiración, la corrosión, la fabricación de espejos, la fotosíntesis y muchos otros fenómenos cotidianos son reacciones con intercambio de electrones. Un ejemplo típico es la oxidación de metales, que más adelante (práctica 3) usaremos para medir el contenido de oxígeno de la atmósfera. En este caso veremos cómo se oxida un clavo de hierro. El hierro metálico se oxida, perdiendo electrones, y pasa a solución. La hemirreacción de oxidación del hierro es la siguiente:



Fe0 → Fe2+ + 2 e– (1)



Simultáneamente, necesitamos alguna especie que tome esos electrones. En este caso, sumergiremos al clavo en una solución que contiene iones cobre(II). Éstos tomarán los electrones (se reducirán) cedidos por el hierro, depositándose luego sobre el clavo y generando sobre éste una capa muy fina de cobre metálico. La hemirreacción de reducción de los iones cobre(II) es la siguiente:



Cu2+ + 2 e– → Cu0 (2)



Recordemos que el potencial de reducción, E, es la medida de la avidez por electrones de una especie oxidada, como por ejemplo Fe2+ o Cu2+. A mayor E, la especie oxidada del par redox tomará electrones más fácilmente. En este caso, para la reacción (1) E0 de reducción = –0,44 V, en tanto que para la reacción (2), E0= +0,34 V. Esto hace que el Fe(0) se disuelva y pase a solución como Fe2+, en tanto que el Cu2+ se deposita como metal, Cu(0), sobre el clavo. Cabe aclarar que hay una diferencia entre E y E0 y conviene tener esto en cuenta. El E0 se define, a una dada temperatura, como el E de una cupla redox cuando todas las concentraciones son unitarias. El verdadero potencial, E, depende de las concentraciones, pero en general, para estimar si una reacción es espontánea o no, puede usarse el E0.



Detalles experimentales y precauciones:



Esta es una práctica realmente sencilla y no ofrece mayores dificultades. Para mejorar el depósito de cobre conviene usar clavos limpios o lijados previamente. Si esto es difícil se puede sumergir al clavo unos segundos en ácido diluido, enjuagando seguidamente con agua destilada. Esto disolverá la ligera capa de óxido que pudiera tener el clavo, dándole un aspecto más brillante.



Modelo de Informe:

Lo más importante: que estén bien documentados los cambios observados. Dependiendo del curso donde se realice la práctica, pueden solicitarse a los alumnos las reacciones redox correspondientes y sus potenciales.



Extensión de la Práctica e Ideas Útiles:



Aquí van algunos ejemplos de experimentos complementarios:



La capa de cobre formada tiene la propiedad de proteger al hierro de la corrosión en una solución acuosa ácida. Para la reacción :



2 H+ + 2 e– → H2 (g) (3)



E0 = 0,0 V. Por lo cual, el clavo “cobreado” soportará una solución ácida sin disolverse.



Raspar el clavo, para ver que el recubrimiento es una capa delgada de cobre. Es aún mejor ver la grieta producida con una lupa o un microscopio.

Someterlo a la acción de diversos ácidos, comparándolo con clavos de hierro sin recubrir, para que se pueda apreciar la protección que le da el cobreado. Las burbujas que se ven sobre el clavo corresponden a la liberación de hidrógeno (ec. 3). Después, se puede raspar la capa de Cu de un clavo recubierto y “atacarlo” con ácidos, observando los cambios. Se puede comparar con los resultados de la experiencia 3 (oxidación de la virulana), ver el color de los óxidos que se forman, etc.

Probar también con clavos oxidados y con otros metales, como por ejemplo la chapa de cinc que se saca de la pila en la experiencia 7a.

Si el colegio tiene recursos, ¡el clavo se puede platear! Se necesitan soluciones de Ag(I) (el AgNO3 no es tan difícil de conseguir), que tiene un E0 = +0,79 V. Una “extensión de la extensión” consiste en platear un clavo ya cobreado discutiendo cuál metal cubre al otro en base a los potenciales relativos de los metales.


Experimento 1

Parte c



Tintas Invisibles.

Reacciones misteriosas



Introducción teórica:



Gran parte de la atracción por la química radica en su capacidad de explicar pequeños misterios. Colores que surgen de la nada, cambios para los cuales no parece haber una explicación sencilla ponen a los fenómenos químicos cerca de la brujería. En el caso de las “tintas invisibles”, explotaremos dos reacciones diferentes: la formación de complejos coloreados y la carbonización.



Los compuestos de coordinación no son las típicas moléculas neutras a las que estamos acostumbrados. Sin profundizar en el tema y a modo de repaso, diremos que un compuesto de coordinación (históricamente también llamado un complejo) consta en general de un centro metálico (típicamente un ion de un metal de transición) unido a ligandos que pueden ser aniones (Cl–, SCN–, etc.), o moléculas neutras (H2O, NH3). Estos ligandos forman la esfera de coordinación que rodea al metal. El número de coordinación es el número de ligandos que conforman dicha esfera de coordinación. El enlace metal-ligandos en estos compuestos puede describirse como una donación de electrones del ligando al metal central, semejante al producto de una reacción ácido-base de Lewis, en la cual el metal resultaría ser el ácido y el ligando es la base. Ejemplos de compuestos de coordinación (neutros o iónicos) son: BF4–, Cu(H2O)62+, Ni(CO)4, CoCl4–, etc.

Todos los iones en solución acuosa pueden considerarse como formados por un metal central rodeado de ligandos. El número de coordinación más usual es 6; por ejemplo, seis moléculas de agua que se disponen alrededor del ion central en los vértices de un octaedro (figura de seis vértices y ocho caras). La ejemplificada es la manera de minimizar repulsiones entre seis ligandos (repasar, por ejemplo, la Teoría de Repulsión entre Pares de Electrones de Valencia –TREPEV– de cualquier libro de química general).

El número y la disposición de los ligandos es crucial en las propiedades electrónicas de los compuestos de coordinación. Estas propiedades, por ejemplo, se manifiestan en algo tan sencillo y atractivo como el color de las soluciones de iones metálicos (el azul del Cu(II), verde del Ni(II), rosa del Co(II), o amarillo del Fe(III)). Sin profundizar, el color (debido a la longitud de onda de la luz que es absorbida por el complejo) y la intensidad del mismo son consecuencia de la estructura molecular del complejo, como se verá en la práctica. Alterar el entorno de coordinación de un ion generalmente cambia su color (como ya vimos en el experimento anterior, en el cual sacándole agua al cobre, el color pasaba de azul a blanco).



La carbonización del ácido cítrico –combustión incompleta que lleva a la obtención de carbón, negro– nos muestra, por otro lado, que no todos los compuestos orgánicos se queman a la misma temperatura. De hecho, el papel se mantiene sin mayores cambios.





Detalles experimentales y precauciones:



El mayor cuidado hay que tenerlo al flamear las hojas cerca del mechero, para que no se quemen. Se consiguen resultados más espectaculares con soluciones casi incoloras de CoCl2, el color azul surge casi de la nada. Una pequeña cantidad de NaCl agregada puede ayudar a obtener un color más intenso.





Modelo de Informe:

Si bien los cambios son evidentes, la explicación puede ser muy variable. Las reacciones no son complicadas, hay que centrar la atención en cuáles son los cambios que provoca el calor: el cambio del entorno del Co “mojado” a “seco”, y la carbonización. Tratar de plantear las reacciones completas explicando por qué se van el agua y el CO2. Tener en cuenta que, en el caso de la “tinta negra”, hay una reacción redox incompleta.





Extensión de la Práctica e Ideas Útiles:

Pese a que se trata de una práctica simple en su parte experimental, las preguntas que surgen son interesantes y se puede extender en varias direcciones.

Los "indicadores de humedad" que viran del rosa (húmedo) al violeta (seco) están basados en CoCl2! Se podría preparar una solución del Co2+(aq) en gelatina, y pintar objetos de vidrio (lobos marinos de Mar del Plata, por ejemplo)

Una tinta invisible más complicada puede fabricarse escribiendo con sulfato de cobre diluido, y "revelando" con vapores de amoníaco. En este caso, también se forma un complejo, con Cu(II) y amoníaco.

Cu2+ (papel) + 4 NH3 (vapores) → Cu(NH3)4 2+ (azul intenso)

Es interesante también plantear detalladamente las ecuaciones, y ver cómo se balancean, si es que se pueden balancear.