RECURSOS EDUCATIVOS

Reacciones químicas

Un taller pensado para que los jóvenes se acerquen al mundo de las reacciones químicas, a través de la experimentación

Presentación Cuando se habla con los chicos y chicas sobre qué son las reacciones químicas y dónde y por qué

se producen, es fácil que asocien dicho tema con procesos que investigadores o técnicos llevan a cabo en los laboratorios con el objetivo de producir medicamentos, plásticos, nuevos materiales, etc. No falta quien lo relaciona con experimentos que explotan o que desprenden humos, olores, colores... Pero el mundo de las reacciones químicas es mucho más cercano de lo que los jóvenes suelen intuir. La cocina de casa puede ser, en este sentido, un buen laboratorio, como también puede serlo nuestro entorno inmediato: los vehículos y los reproductores electrónicos de música que utilizamos, por ejemplo. Y no debemos olvidarnos de nosotros mismos: respirar, digerir, asimilar los alimentos, mantener la temperatura corporal...todo ello supone un encadenado de reacciones.

El taller REACCIONES QUÍMICAS pretende motivar a los alumnos mediante demostraciones espectaculares que despierten su admiración y su curiosidad. Se proponen situaciones que favorezcan una observación atenta con el objetivo de poder plantear preguntas no explicitadas anteriormente. El objetivo no es tanto proporcionar, a priori, explicaciones que el propio experimento ilustrará sino contribuir a despertar la curiosidad y constatar que en el hecho observado siempre existe algún aspecto que hay que averiguar, algo por descubrir. Se pretende poner al alcance de los chicos y chicas una serie de experimentos que ayuden a comprender los procesos que se realizan, las transformaciones que tienen lugar o las substancias que se derivan de dichas reacciones químicas. En el taller se hablará de cambios físicos, que modifican algunas propiedades de la substancia, y también de cambios químicos, donde una modificación profunda de las propiedades nos lleva a pensar que se ha formado una substancia nueva. Durante la realización del taller y a partir de distintos tipos de substancias, los alumnos se darán cuenta de cómo dichas substancias se mezclan y se combinan entre sí, cómo cambian sus características y, en definitiva, cómo reaccionan para dar lugar a otras substancias diferentes. El esfuerzo de los educadores se dirige, en buena parte, a ayudar a relacionar estos fenómenos tan sorprendentes con los conceptos y teorías básicos de la química, y lo hace a través de preguntas abiertas que ayuden a enriquecer la observación y a contrastar hipótesis. En este sentido, se fomenta mucho la conversación y la discusión como vehículo de aprendizaje. Los chicos y chicas no son meros receptores de un conocimiento que se les transfiere, sino que ponen en relación lo que hacen y lo que observan con sus experiencias previas con el fin de ir construyendo conocimiento. También se han tenido en cuenta en la elaboración del taller los aspectos relacionados con la seguridad, el tratamiento de residuos y las buenas prácticas, que se explicitan de manera oral y se incorporan a lo largo de la experimentación.

Durante el taller, los chicos y chicas podrán experimentar con: Tipos de substancias: Puras, mezclas homogéneas y heterogéneas. Métodos prácticos de separación de mezclas. Definición de reacción: Intercambio de energía. Leyes de conservación. Las reacciones químicas exotérmicas y endotérmicas. Tipos de reacciones químicas más comunes: Oxidación / Reducción. Ácido / Base.

Para continuar

experimentando... ponemos a vuestra disposición cinco experimentos de distinta complejidad 1 Hierro que quema: Velocidad de las reacciones químicas Objetivos Constatar que el grado de división de las substancias y la temperatura son determinantes en la velocidad de las reacciones químicas. Identificar la combustión como una oxidación rápida de un material, en presencia de oxígeno y con liberación de energía. Materiales Estropajo de lana de acero (como por ejemplo TITÁN nº “0000” textura fina, se utilizan para pulir madera o barniz), pila de 9V o de 4,5 V, varilla de vidrio, mechero Bunsen, pinzas, cerillas.. Ideas para una discusión previa Plantear la hipótesis de qué ocurriría si calentáramos una barra de hierro o un alambre grueso. Comprobar qué ocurre cuando calentamos un estropajo de lana de acero. Ocurre que... Un estropajo de lana de acero está compuesto por unos hilos tan delgados que la reacción de oxidación del hierro, con el oxígeno del aire, se inicia fácilmente cuando se calienta el estropajo. Como la reacción es exotérmica, una vez iniciada en un punto del estropajo, la propia energía liberada hace que la reacción prosiga en el resto del metal. La reacción es: 2 Fe (s)

+ 3/2 O2 (g) ----- >

Fe2O3 (s)

Experimento Se separa un trozo de estropajo de unos 3 ó 4 cm y se sujeta con unas pinzas. La reacción de oxidación del hierro puede iniciarse: Acercando una cerilla encendida. Tocando el estropajo con los dos extremos de una pila (el paso de la corriente eléctrica calienta suficientemente los hilos de hierro para conseguir que la reacción comience). Con el extremo de una varilla de vidrio bien caliente, calentada con un mechero Bunsen. Seguridad El trozo de estropajo oxidado no tiene toxicidad alguna. Para evitar quemaduras, es conveniente realizar el experimento sujetando el trozo de estropajo con unas pinzas y no con los dedos.

2Fe

Efervescencia 2 Efervescencia: hervir sin calentar Objetivos Comprobar que las reacciones entre sólidos son más lentas que entre substancias disueltas. Deducir que cuando los átomos o iones están unidos de forma más intensa, como ocurre en los sólidos, cuesta más separarlos. Materiales: Ácido L(+)-tartárico, bicarbonato de sodio, mortero, vaso de 250 ml. Ideas para una discusión previa Las pastillas y productos efervescentes, que habitualmente son una mezcla de ácido tartárico y bicarbonato de sodio, no muestran ninguna reacción en estado sólido, pero reaccionan rápidamente con desprendimiento de CO2 cuando se disuelven. Las dos substancias son, respectivamente, un ácido y una base débiles que reaccionan según:

HOOC-CH(OH)-CH(OH)-COOH (aq) + 2 NaHCO3 (aq) ----- > NaOOC-CH(OH)-CH(OH)-COONa (aq) + 2CO2(g) + 2 H2O (l) Pasa que... En la mezcla de sólidos, la reacción no tiene lugar debido a la dificultad de la transferencia de los iones, que se encuentran inmóviles en los cristales de cada substancia. Cuando se introduce la mezcla en agua, cada substancia se disuelve y libera los iones que la forman. Los iones H+ se transfieren del ácido al agua, donde forman el ión hidronio, H3O+, que reacciona con los iones HCO-3 formando H2CO3. El ácido carbónico se descompone en H2O y CO2, que se libera produciendo la efervescencia.

Experimento En un mortero se puede realizar una mezcla de cantidades aproximadamente iguales de ambas substancias (una espátula llena de cada una). No se observa ninguna reacción en los sólidos, pero cuando la mezcla se vierte en un vaso con unos 20 ml de agua, las dos substancias reaccionan dando lugar a una gran efervescencia. Se puede comprobar que, aunque parezca que haya “hervido”, el líquido no está apreciablemente caliente. Seguridad Ninguno de los reactivos o los productos es tóxico. El líquido final se puede tirar al fregadero.

Turbocristalizaci—n 3 Turbocristalización Objetivos

Seguridad

Comprobar que los átomos y moléculas de las substancias utilizadas en el experimento se unen de una forma ordenada y dan como resultado un sólido con una estructura geométrica regular.

Hay que tener cuidado al calentar el tubo, especialmente si llega a hervir, para evitar salpicaduras que pueden estar muy calientes.

Verificar que el calor que se ha aplicado para fundir las substancias se recupera cuando éstas se solidifican.

Una vez ha solidificado el acetato de sodio, el tubo se puede guardar para realizar el experimento más adelante. Si es necesario, el acetato de sodio, que no es nocivo, se puede disolver y tirar por el fregadero.

Materiales Acetato de sodio trihidrato (NaCH3COO.3H2O), tubo de ensayo, pinza, cuentagotas, mechero Bunsen, vaso con agua, gafas. Ideas para una discusión previa Cuando se calienta, el acetato de sodio libera el agua de cristalización, en la cual se disuelve en un proceso más cercano a una fusión que a una disolución. Podríamos pensar que el líquido resultante cristaliza cuando se enfría, pero no es así. Ocurre que... Al enfriarse, se obtiene una disolución enormemente sobresaturada que se puede mantener en este estado durante mucho tiempo y cuya cristalización se puede provocar de distintas maneras. En este experimento, la cristalización se provoca añadiendo a la disolución un pequeño cristal de acetato de sodio que, cuando toca el líquido, actúa como núcleo en el que se inicia la formación, rápida y espectacular, de cristales en forma de agujas. Se puede comprobar que se produce un gran calentamiento debido a la liberación del calor de solidificación (ésta es la reacción que tiene lugar en algunas bolsitas que los deportistas utilizan para calentarse).

...3H2O

Experimento En un tubo de ensayo se introducen unos 5 g de acetato de sodio trihidrato (no es necesario pesar: se llena el tubo hasta una altura de 3-4 cm) y 1 ml de agua (unas 20 gotas). Con la ayuda de unas pinzas, se calienta hasta fundir toda la substancia; el líquido debe resultar totalmente transparente y no debe quedar ningún cristal en las paredes, lo que se consigue haciendo hervir un poco el líquido. Se pone a enfriar el tubo dentro de un vaso con agua durante unos 5 minutos. Se saca y se comprueba que está frío; cuando se desea que se cristalice, se le añade un pequeño cristal de acetato (procurando que caiga dentro del líquido): inmediatamente salen cristales en todas direcciones y, si se toca, se comprueba que el tubo se ha calentado. Se puede repetir la operación tantas veces como se desee, añadiendo previamente un par de gotas de agua.

Descomposici—ndelamalaquita 4 Cálculos en las reacciones químicas. Descomposición de la malaquita Objetivos

Experimento

Realizar cálculos, basados en la masa atómica, sobre las cantidades que intervienen en las reacciones químicas.

La reacción se produce introduciendo 3,0 g de malaquita en una cápsula de porcelana (o en un tubo de ensayo sujeto con una pinza) y calentando hasta que no se observa más desprendimiento de gas (ni gotitas de agua en las paredes, si se hace en un tubo). A continuación, se deja enfriar y se pesa el residuo de óxido de cobre. Según las leyes de la estequiometría, la cantidad de CuO formada debe estar en torno a los 2,2 g.

Constatar que los átomos no se destruyen, tan sólo cambia la forma en que se enlazan entre sí. Materiales Carbonato básico de cobre (CuCO3 . Cu(OH)2 , malaquita en polvo, (hidroxicarbonato de cobre), cápsula de porcelana y soporte (o tubo de ensayo de vidrio pírex y pinza para sujetarlo), mechero Bunsen. Discusión previa y Orientaciones didácticas La malaquita (carbonato básico de cobre, CuCO3 . Cu(OH)2) es uno de los minerales de cobre más importantes. Cuando se calienta, se descompone según la reacción:

CuCO3 . Cu(OH)2 (s, verde) -------> CO2 (g) + H2O (g) + 2 CuO (s, negro) Como dos de los productos de la reacción son gases, resulta muy sencillo comprobar que se cumplen las predicciones de la estequiometría. Cada mol de carbonato básico de cobre que se descompone da lugar a 2 moles de óxido de cobre (II). Esto último significa que si se calientan 3,0 g de carbonato (0,14 moles) debería obtenerse un residuo de 2,2 g de CuO (0,28 moles) Si se hace la reacción en una cápsula de porcelana, se observa una especie de efervescencia en el polvo de carbonato que es debida al desprendimiento de CO2 y vapor de agua, mientras que el sólido cambia gradualmente de color desde el verde hasta el negro. Si se calienta en un tubo de ensayo, se observa la formación de gotitas de agua en la parte superior de las paredes del tubo.

Trucos y seguridad Para la obtención de un buen resultado es necesario garantizar que la malaquita se ha descompuesto totalmente, lo que puede suponer calentar entre 10 y 15 minutos. La persistencia de trazas de color verde indica que el proceso todavía no ha terminado. Los compuestos de cobre (en particular el carbonato y el óxido) son nocivos por inhalación o ingestión y se deben manipular con cuidado. La utilización de llamas requiere la supervisión adecuada.

Sería necesario explicar a los alumnos que la fórmula del carbonato básico de cobre CuCO3 . Cu(OH)2 (que también se denomina hidroxicarbonato de cobre) se podría escribir también como Cu2CO5H2, pero que no se hace de esta manera para dar a entender cuál es la estructura de la substancia.

(g)

CO2

Electr—lisis, corriente elŽctrica y cambio qu’mico 5

Electrólisis: Cambios químicos provocados por el paso de la corriente eléctrica.

Objetivos Observar y deducir cuáles son las reacciones químicas que provoca el paso de la corriente eléctrica a través de una substancia iónica fundida o disuelta. Comprobar que si se invierte el sentido de la corriente, las reacciones químicas que tienen lugar en cada electrodo también se invierten. Materiales Fuente de alimentación sencilla y regulable (como, por ejemplo, 12 V y 1 A, regulable y cortocircuitable). Conviene que tenga voltímetro y amperímetro bien visibles.

En primer lugar, se puede explicar que los metales son conductores en estado sólido o líquido. Contienen cargas eléctricas (electrones) que se pueden mover cuando se les aplica la tensión de una pila. Las substancias iónicas, como por ejemplo las sales inorgánicas, también contienen cargas eléctricas (iones positivos y negativos), pero dichas cargas no se pueden desplazar a través del sólido a causa de la fuerza eléctrica de atracción entre los iones de carga opuesta. Ocurre que... Un ión que llegue al electrodo conectado al polo positivo de la pila liberará electrones, que circularán por el electrodo y los cables hacia el polo + de la pila. Este proceso de liberación de electrones corresponde a una oxidación y, al contrario, los iones que lleguen al electrodo conectado al polo negativo de la pila recibirán electrones y tendrá lugar una reducción. En las disoluciones, suele ser la propia agua la que puede sufrir la oxidación o la reducción o ambos procesos a la vez, que es lo que sucede en este experimento. Cuando el agua se oxida (en el electrodo positivo), el oxígeno del agua, en estado de oxidación -2, pasa al estado de oxidación 0 y se liberan burbujas de oxígeno gas según la semi-reacción:

+ -----------> O2 + 4 H + 4 e

Este proceso supone que, además de la liberación de oxígeno, también se produce un aumento de la acidez debido a los iones H+ (color rojo del indicador). En el electrodo conectado al polo negativo de la pila tiene lugar la reducción del agua: el hidrógeno en estado de oxidación +1 se reduce a hidrógeno 0 i se libera H2 gas. La semi-reacción es:

4H2O+4e-

----------->

Ideas para una discusión previa

2H2O

----------->

Cables negro y rojo con banana en un extremo y cocodrilo en el otro. Tubo en “U” sujeto a un soporte. Electrodos: trozos de resistencia de hornillo eléctrico. Vaso de unos 50 ml. Vaso de unos 250 o 500 ml. Sulfato de potasio (Panreac). Disolución de indicador universal (Panreac).

-----------> 2 H2 + 4 OH

Las burbujas que salen son de hidrógeno, y los iones OH- liberados justifican el aumento de la basicidad (color azul del indicador) alrededor del electrodo. Globalmente, si se considera lo que sucede en los dos electrodos, cada 4 electrones que circulan: Han descompuesto 6 moléculas de agua. Han liberado 2 moléculas de hidrógeno en el electrodo negativo y 1 molécula de oxígeno en el positivo. La basicidad de un electrodo (4 iones hidróxido) es igual a la acidez en el otro (4 iones hidrógeno).

.....Electr—lisis, corriente elŽctrica i cambio qu’mico Experimento Se pone sulfato de potasio sólido (menos de 1 cm de altura) en el vaso, y al introducir los electrodos (sin que se toquen entre ellos), no pasa la corriente (la fuente de alimentación indica tensión pero no corriente: los sólidos iónicos no son conductores). Después, se añade agua destilada al vaso que contiene sulfato de potasio con el objetivo de disolverlo (al menos una parte). Cuando introducimos los electrodos, observamos que circula corriente. A continuación, se llena el tubo en “U” con la disolución de sulfato de potasio y se añaden unas gotas de disolución de indicador universal (ácido-base) a cada rama. Se colocan los electrodos, removiendo un poco para conseguir que unos cuantos centímetros de la parte superior de cada rama del tubo muestren el color verdeanaranjado correspondiente a una disolución neutra. Se hace pasar la corriente (regulando la fuente de alimentación de manera que el burbujeo no sea excesivo) hasta que el color haya cambiado claramente (no excederse). En el electrodo conectado al polo positivo de la pila, el color será rojo, mientras que en el otro electrodo será azul. Se pueden intercambiar las conexiones de los electrodos a la fuente y se explica que se invertirá el sentido de la corriente. Se observa que, poco a poco, los colores van cambiando hasta que se invierten. Esto último indica que los cambios químicos que se producen dependen del sentido de la corriente o, mejor aún, de por dónde entran y salen los electrones.

Se puede preguntar: ¿Qué ocurriría si se hiciera pasar la corriente eléctrica durante mucho rato? (cada vez habría menos agua, que se iría transformando en los gases hidrógeno y oxígeno). ¿Por qué salen más burbujas en el electrodo negativo? (se libera el doble de hidrógeno que de oxígeno). ¿Qué le pasará al color del indicador si se mezcla todo el contenido del tubo? (tiene que quedar neutro, ya que la basicidad de uno de los electrodos equivale a la acidez del otro). Con cuidado (sin que se derrame nada de líquido) se vacía el contenido del tubo en un vaso grande. El color del indicador es el que tenía antes de pasar la corriente.

BIBLIOGRAFÍA Isaac Newton, 26 I Barcelona 08022 SERVICIO DE ATENCIÓN AL VISITANTE Tel. 93 212 60 50 I Fax 93 253 74 73 [email protected] SERVICIO DE INFORMACIÓN OBRA SOCIAL FUNDACIÓN “LA CAIXA” Tel. 902 22 30 40 De lunes a domingo, de 9 a 20 horas www.laCaixa.es/ObraSocial

Lister, T. Experimentos de Física Clásica. Ed. Síntesis (2002) Summerlin L.R; Early J.L. Chemical demostrations (2 vols.) American Chemical Society (1988) Gilbert G.L. (editor) Tested Demonstrations in Chemistry (2 vols). American Chemical Society (1994)

PÁGINAS WEB Enlaces a muchas páginas de química (y de ciencia, en general): http://club.telepolis.com/hatilax/sitios%20seleccionados.htm http://www.edu365.cat/batxillerat/recursos_xarxa/quimica.htm Tesis doctoral sobre documentos audiovisuales de química en la red: http://www.tdx.cesca.es/TESIS_UB/AVAILABLE/TDX0302106-091528//10.AGG_CAP_09.pdf Colección de experimentos sencillos: http://bizarrelabs.com/cat.htm http://www.seawhy.com/expndx.html

Il·lustracions: sonjawimmer

Servicio Educativo de CosmoCaixa Con la colaboración de Adolf Cortel

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