TRABAJO PRÁCTICO
CURSO: PRÁCTICAS EN EL LABORATORIO DE FÍSICA Y QUÍMICA
Realizado en I.E.S. de Galapagar del 10-01-02 al 28-02-02
I.E.S. GUADARRAMA
ESTUDIO DEL GRADO DE ACIDEZ DE UN VINAGRE
El vinagre es un producto que proviene de la fermentación del vino o zumos alcohólicos de otras frutas. Si se observa una botella de vinagre se puede leer en la etiqueta su grado de acidez, esto es: la cantidad de ácido que contiene; así, si marca 6º suponemos que contiene 6 g de ácido acético (CH3-COOH) por cada 100 ml de vinagre, al considerar la densidad como 1 g/cc. Se trata pues de una disolución ácida, que puede ser estudiada mediante una valoración ácido-base.
OBJETIVO: calcular mediante una valoración ácido-base el grado de acidez de un vinagre.
MATERIAL: bureta de 50 ml, soporte y pinzas, matraz erlenmeyer de 200 -250 ml, pipeta graduada de 10 ml, matraz aforado de 100cc.
PRODUCTOS: vinagre comercial; disolución 0,1 N de NaOH y disolución alcohólica al 1% de fenolftaleína.
PROCEDIMIENTO :
- Tomar 10 ml de vinagre y diluirlos hasta 100 ml, utilizando para ello un matraz aforado y agua destilada.
- Medir 20 ml de la disolución anteriormente preparada , depositarlos en un erlenmeyer y añadir un par de gotas de fenolftaleína.
- Cargar una bureta, hasta enrase, con la disolución de NaOH 0,1 N. Comprobar que se llena también el espacio que hay por debajo de la llave.
- Proceder a realizar la valoración dejando caer, poco a poco, la disolución de la bureta sobre la disolución del vinagre agitándola continuamente con un ligero movimiento rotatorio.
- La valoración finaliza cuando se produce el viraje de color del indicador (cambia a rojo). En ese momento se lee el volumen de disolución NaOH empleado.
- Vaciar el erlenmeyer y enjuagarlo por dentro con agua destilada.
- Repetir la valoración dos veces más, procurando ajustar cada vez mejor el volumen exacto necesario para el viraje.
CÁLCULOS :
- Se halla la media de los tres volúmenes, que será el volumen efectivo de base consumida .
- Se calcula la cantidad de ácido acético que se tiene en la disolución valorada mediante la expresión
equivalentes de ácido = equivalentes de base
Nac . Vac = NNaOH . VNaOH
- Una vez conocida la Nac calculamos los gramos de ácido acético que hay en los 100 ml de la disolución, y que corresponden a los 10 ml de vinagre. Con este dato calcularemos los gramos de ácido presentes en 100 ml de vinagre, es decir, su acidez.
- Se compara el resultado (%) con el que indica la etiqueta de la botella.
Galapagar, 19 de febrero de 2002
Antonio Peñas
CAUDALÓMETRO
El principal objetivo de esta experiencia es describir una de las formas posibles de medir un caudal de agua.
Construcción y funcionamiento:
Sobre una base de madera se fijan verticalmente dos columnas del mismo material (listones gruesos, por ejemplo). Como se ve en la figura, en las columnas se hará un orificio para que pase un eje (que puede ser una varilla roscada, o una aguja de tejer).
En uno de los extremos del eje se fijará, de la manera mas conveniente -soldando o mediante tuercas- una turbina, fabricada con la base de un bote de hojalata a la que se le han hecho cortes radiales para que puedan hacerse "aspas", como las de un molinillo de papel.
Del otro extremo del eje se hace colgar un cordel, parcialmente arrollado en aquél. Se practica un agujero grande, en la base de madera, justo debajo del cordel, a fin de que éste pueda pasar a través suyo. Del extremo del hilo se cuelga un pote de yogur (u otro recipiente semejante) y se le ponen unas canicas a modo de pesas.
Dejando caer un chorro de agua sobre el borde de la turbina, ésta intentará girar pero la tensión del cordel -debida al peso de¡ pote con sus canicas- la frenará. Aumentando la fuerza (caudal) del agua que sale del grifo, llegará un momento en que la fuerza del agua sobre la turbina vencerá la resistencia elevando el pote mientras el hilo se va enrollando en el eje.
Como se ve, el funcionamiento de este caudalómetro es digital: mientras el caudal de agua es inferior a cierto valor, el pote se queda abajo, pero en cuanto alcanza o sobrepasa ligeramente ese valor, el pote va hacia arriba.
Experiencias
Agregando o quitando canicas al pote, se observará que el caudal "crítico" aumenta o disminuye. Si debajo del caudalómetro se coloca un cubo y otro recipiente grande cuyo volumen se conozca, con la ayuda de un cronómetro se puede determinar el valor de ese caudal critico que pone en movimiento el caudalómetro (recordemos que caudal = volumen: tiempo).
Como se han utilizado canicas iguales (es decir, del mismo peso) se podrá trazar una tabla que hará las veces de 'calibración" del aparato simplemente observando qué caudal levanta el pote con una, dos, tres, etc.., canicas. Nuestro dispositivo seguirá siendo digital, porque nos faltará la posibilidad de medir caudales intermedios.
Sin embargo, la experiencia más interesante será convertir nuestro aparato digital en un caudalómetro analógico. Para ello bastará con fijar en la parte inferior del pote el extremo de una banda elástica, sostenida en su otro extremo a un objeto fijo. Al aumentar el caudal, llegará un momento en que la fuerza del agua venza el peso del pote y las canicas, pero ahora este ya no se irá hasta arriba, sino que estirará un poco a la banda elástica hasta que la tensión de ésta equilibre la fuerza del agua. Aumentando un poco el caudal, la banda de goma se estirará un poquito más y el pote subirá unos centímetros, pero allí se quedará. Poniendo una reglita detrás del pote, se podrá medir cualquier valor del caudal midiendo cuánto ha subido el pote-. nuestro caudalómetro es ahora analógico.
ANTONIO PEÑAS
ENLACE QUÍMICO EN SUSTANCIAS SÓLIDAS
OBJETIVO
Distinguir entre un sólido iónico, covalente y metálico a través de sus propiedades.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Las propiedades correspondientes de cada uno de los sólidos indicados anteriormente son consecuencia de las distintas agregaciones de los átomos o iones en cada tipo de enlace.
Sólido iónico: formado por una red cristalina constituida por un gran número de iones positivos y negativos, ordenados alternativamente, unidos mediante fuerzas de tipo electrostático, denominadas enlace iónico.
Sólido covalente molecular: formado por moléculas unidas entre si por fuerzas de cohesión (Van der Waals) que son mucho más débiles que los fuertes enlaces covalentes existentes entre los átomos que forman las moléculas.
Sólido covalente cristalino: macromolécula formada por fuertes enlaces covalentes ordenados en una red tridimensional.
Sólido metálico: formado por una red atómica constituida por un elevado número de átomos metálicos que pierden sus electrones de valencia para formar iones positivos que ocupan posiciones fijas en la red. Los electrones de valencia se mueven libremente por la red formando una nube de electrones. La atracción electrostática entre unos y otros da lugar a un enlace fuerte, denominado metálico
MATERIAL
- tubos de ensayo
- vaso de precipitados
- matraz erlenmeyer
- vidrio de reloj
- voltímetro
- cables
- dos electrodos unidos a pinzas de cocodrilo
- pila de petaca de 4,5 v
REACTIVOS
Disolventes: agua y tetracloruro de carbono
Sustancias problema: cloruro de sodio, sulfato de cobre (II), carbono grafito (mina de lapicero), cinc, dióxido de silicio, cobre
PROCEDIMIENTO
- Observar las sustancias problema, anotar su nombre y fórmula química y describir su aspecto.
- Comprobar si las sustancias problemas son solubles en el disolvente polar, agua, con ayuda del vaso de precipitados, el matraz erlenmeyer y/o tubos de ensayo. Anotar si dicha sustancia es soluble o no en dicho disolvente
- Tomar una pequeña cantidad de dicha disolución y depositarla en el vaso de precipitados o vidrio de reloj como indica la figura Comprobar, introduciendo los electrodos en la disolución, si ésta es o no conductora. Anotar los resultados obtenidos.
- Realizar el mismo procedimiento del apartado 2 con el disolvente apolar, tetracloruro de carbono, utilizando pequeñas cantidades del disolvente. Manejar con sumo cuidado el disolvente.
- Repetir el proceso con el resto de las sustancias lavando previamente el material utilizado. Aquellas que no son solubles en agua no intentaremos ver su conductividad en disolución pero sí en estado sólido.
RESULTADOS
Expresar los resultados en la siguiente tabla:
Sustancia (fórmula) Aspecto Solubilidad en agua Solubilidad en CCl4 Conduce corriente
CUESTIONES
1.- A partir de sus propiedades indica si las sustancias observadas son covalentes, metálicas o iónicas.
2.- Explica por qué las sustancias covalentes no son conductoras y las iónicas si lo son en disolución.
3.- ¿A qué se debe que los metales sean conductores?
4.- ¿Cómo podríamos recuperar las sustancias problema que son soluble en agua?
PRÁCTICA DE LABORATORIO
(Recomendada para alumnos de 2º de Bachillerato)
Título: Velocidad de reacción. Cinética del ion tiosulfato en medio ácido.
Objetivos:
Comprobar como varía la velocidad de una reacción al variar la concentración de los reactivos, y al modificar la temperatura. Determinar los ordenes parciales y la constante de velocidad(ecuación de velocidad).
El proceso químico utilizado será la reducción del ion tiosulfato en medio ácido según la reacción:
S2O3 2- + 2 H + -------------> SO2 (g) + S + H2O
El azufre precipita en la reacción y basándonos en este hecho, podemos seguir la marcha cinética de la misma.
Material:
4 Vasos de precipitados, 1 Erlenmeyer , 1 Probetas de 100 cc,
1 Pipeta, Cronómetro, 1 folio de papel blanco y Termómetro.
Productos:
Solución de Na2S2O3 0,25 M y de HCl 2 M (Preparadas por el profesor)
Modo de operar:
1ª Parte: Determinar la ecuación de velocidad.
a.- Sobre una cuartilla de papel blanco se marca una cruz cuyas aspas tengan una longitud de 1 cm.
b.- Vamos a realizar 3 experiencias variando las concentraciones de tiosulfato y de clorhídrico:
1ª Exp:
50 ml de Tiosulfato se mezclan con 6 ml de HCl en el Erlenmeyer que se sitúa sobre la cruz, ponemos el cronómetro en marcha, y cuando no seamos capaces de ver la cruz debido a la turbidez amarilla del precipitado de azufre , paramos el cronómetro.
2ª Exp:
Lavamos el Erlenmeyer y repetimos el proceso poniendo (25 ml de tiosulfato + 25 ml de agua ) y a continuación echamos 6 ml de HCl, cronometramos como en la experiencia anterior.
3ª Exp:
En el tercer caso mezclamos (25 ml de tiosulfato + 25 ml de agua ) con ( 3 ml de HCl y 3 ml de agua ) . Esta experiencia , al ser la que tiene mas diluidos los reactivos , es la que más tiempo tarda en aparecer la turbidez.
Los datos experimentales se recogen en una tabla y se procede a calcular la velocidad media del proceso en cada experimento en función de la concentración de los reactivos.
| Experiencia | [ S2O32- ) | [ HCl ) | tiempo (s) |
Velocidad |
| 1ª | 0,112 M | 0,214 | 79 | 1,4.10 -3 |
| 2ª | 0,224 M | 0,214 | 38 | 5,8.10 -3 |
| 3ª | 0,112 M | 0,107 | 132 | 8,4.10 -4 |
A partir de los datos de la tabla se sustituye en la ecuación de velocidad y tendrás 3 ecuaciones con tres incógnitas , que te permiten calcular K , alfa y beta.
v = k ( S2O3 2-) a (H +) b
2ª Parte: Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción.
Toma ( 40 ml de tiosulfato + 10 ml de agua ) y caliéntalo a 20 ºC , 30 ºC , 40 ºC, 50 ºC y 60 ºC.
Añade 5 ml de HCl en cada caso midiendo igual que antes el tiempo que tarda en desaparecer la cruz.. Recoge los resultados en una tabla. Representa en papel milimetrado Temperatura frente a tiempo y temperatura frente 1/tiempo.
CUESTIONES :
1.- ¿ Explica como ha preparado el profesor 1 litro de HCl 2M si el ácido del que dispone en el laboratorio es del 36% de riqueza y de densidad 1,13 g/c.c?
2.- ¿ Explica como ha preparado el profesor 1 litro de tiosulfato sódico a partir de una sal pentahidratada de Pm = 248,2 u.m.a.. ? ? Por qué es tan alto el peso molecular?
3ª.- ¿ Que reactivo influye más en la velocidad de la reacción?
( Nota: El resultado que sale de los ordenes de reacción es de a = 2 y b = ¾ el valor de K= 0,35 )
I.E.S. Diego Velazquez
DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA DE UN HIDRATO
Es frecuente encontrar sales que, por llevar en su estructura un número definido de moléculas de agua, se llaman hidratos (Na2CO3-10 H2O, MgSO4-7H2O, etc.). Este agua de cristalización puede perderse por calentamiento, originándose la sal anhidra.
El objetivo de esta práctica es hallar la fórmula del sulfato de cobre (II) hidratado, para lo cual habrá de determinarse el número de moléculas de agua por molécula de sulfato.
Para ello, se colocan en una cápsula de porcelana, previamente pesada, unos 3 g de sulfato de cobre (II) hidratado. Se pesa el conjunto para obtener por diferencia la cantidad exacta de sal hidratada.
Se calienta suavemente hasta que se observa desprendimiento de vapor (¿va acompañado de un cambio de color?) y, a continuación, se fuerza la llama durante unos 5 min. Se deja enfriar y se pesa de nuevo. Se repiten los calentamientos y las pesadas hasta que el peso ya no disminuye (¿a qué se debe la constancia del peso?). Anotar este peso y llevar a cabo los cálculos para la determinación de la fórmula del hidrato.
Masa de sal hidratada (CuSO4-xH2O) =
Masa de agua =
Masa de sal anhidra =
Nº moles de agua =
Relación=
Nº moles de sal anhidra =
Fórmula del hidrato =
(Datos: Masas atómicas: Cu=63.5 S=32 O=16 H=1)
ENERGÍA CINÉTICA DE LOS GASES
1) Tenemos dos gases en disolución acuosa el NH3 y el HCl, cuando se unen (reaccionan) forman un nuevo compuesto químico el NH4Cl, formado por dos iones NH4+ y el Cl- que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas. Este compuesto es un sólido iónico a temperatura ambiente.NH3 + HCl ---> NH4Cl
Cuestión: Dibuja la reacción utilizando usando modelos moleculares de color.
2) Vamos a observar la reacción en el dispositivo de la figura:
HCl --->
--->
NH3
FUNDAMENTO TEÓRICO:
Las moléculas de NH3 y HCl están a la misma temperatura, luego tendrán la misma energía cinética.
Igualando ambas:
; 
Relacionando la velocidad con el espacio recorrido, s= v·t ; y los tiempos son iguales para ambos gases resulta:
Realización de la experiencia
Inyectamos el NH3 y el HCl por ambos extremos del tubo, en el mismo instante, transcurrido un cierto tiempo se observa la formación de un anillo blanco de NH4Cl, en este momento señalamos en el tubo donde se ha formado el anillo y medimos la distancia de este a cada uno de los extremos del tubo
- Comparamos el resultado obtenido con el teórico (1’46).
- Calcular el error relativo
Cuestiones:
- ¿Por qué suponemos que tienen todas las moléculas la misma energía cinética?
- ¿Por qué el anillo se forma más próximo al extremo donde se inyecta el HCl?
Departamento de Física y Química. IES Diego Velázquez.
PRODUCCIÓN DE ONDAS ESTACIONARIAS
A) Ondas estacionarias longitudinales en un muelle.
Se realiza el montaje que está representado en el dibujo adjunto. Se conecta el crono-vibrador e inmediatamente se observa la producción de las ondas estacionarias que se han generado en el muelle. Pueden observarse con claridad los sucesivos vientres y nodos. Debemos recordar que entre dos nodos hay una distancia de l /2 y entre vientre y nodo l /4.
B) Ondas estacionarias transversales
Se pueden observar ondas estacionarias transversales si en el mismo montaje se coloca una cuerda elástica en lugar del muelle. Se forman en el cordón ondas estacionarias en número variable y de distinta longitud según la tensión.
I.E.S. Diego Velázquez
PRINCIPIO DE ARQUÍMEDES. FUERZAS DE ACCIÓN Y REACCIÓN
OBJETIVO:
Estudiar las fuerzas de acción y reacción, observando el empuje de Arquímedes.
Las fuerzas de acción y reacción son iguales (en módulo), opuestas y están aplicadas en cuerpos distintos.
El peso de un cuerpo sumergido en agua (peso aparente) es menor que su peso en el aire debido al empuje.
El empuje es la fuerza que hace el agua sobre el cuerpo. Una fuerza del mismo módulo y opuesta debe hacer el cuerpo sobre el agua. Por tanto, el peso del vaso con agua debe ser mayor cuando tiene el cuerpo sumergido.
PROCEDIMIENTO:
1) Pesar la bola
con el dinamómetro: 
=
N
2) Pesar el vaso con agua en la balanza: ma = g
Expresar en Newtons: Pa = N
3) Sumergir totalmente la bola en el agua y:a) anotar la nueva lectura del dinamómetro: P'b = N
b) anotar la nueva lectura de la balanza: m'b = g
(nuevo peso del vaso con agua) P'a = N
CUESTIONES:
1) ¿Por qué es diferente el peso de la bola sumergida que su peso en el aire?. ¿A qué fuerza es debida esa diferencia?. Calcula su valor.
2) ¿Por qué P'a es mayor que Pa?. La diferencia entre P'a y Pa ¿qué valor tiene?. ¿Coincide este valor con algún otro que hayas calculado?. Explica el porqué de esa coincidencia.
3) Dibuja el vaso con la bola sumergida pendiente del dinamómetro. Señala las fuerzas que actúan sobre la bola y sobre el agua.
4) Observa el dibujo e indica el par de fuerzas de acción y reacción. Explica qué cuerpo ejerce la acción y cuál la recibe. Lo mismo con la reacción.
I. E.S. "DIEGO VELÁZQUEZ". DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA.
FORMACIÓN DE NUBES
Cuando un gas se expande debido a una bajada de presión pierde energía interna por lo que se enfría y puede condensarse .
Este es el motivo de la formación de nubes si la presión atmosférica es baja.
Puede comprobarse este comportamiento e imitarse la formación de nubes simplemente con un guante de goma ajustado a la boca de un bote.
MATERIAL
Bote de cristal con un poco de agua en el fondo.
Guante de goma ajustado en la boca del bote.
Un poco de humo de la combustión de una cerilla.
PROCEDIMIENTO
Se echa un poco de agua en el bote. Antes de poner el guante en la boca del bote, se introduce un poco de humo de la combustión de una cerilla. Se ajusta el guante en la abertura de tal manera que pueda introducirse la mano con los dedos apuntando hacia abajo. Se hace un movimiento de introducción de la mano con el guante en el bote y a continuación se saca la mano hacia arriba sin que se desenganche el guante. Se repite esto mismo varias veces para observar repetidamente el fenómeno. Los observadores quedan asombrados porque...¡Ahora se ve, ahora no se ve!
EXPLICACIÓN
Cuando se saca la mano con el guante como en la imagen, se baja la presión y se obliga al vapor de agua a expandirse. Como consecuencia, se forma una condensación en forma de nube. Las partículas de humo favorecen la condensación porque si lo hay, el vapor de agua encuentra núcleos en donde poder condensarse.
Por el contrario, cuando se introduce la mano con el guante, como en la imagen, se logra aumentar la presión a la que se somete el vapor de agua contenido en el bote de tal manera que se disipa la nube y se observa transparencia en el bote.
COMENTARIOS
Esta práctica no requiere mucho tiempo de preparación, y sin embargo, es muy ilustrativa e impactante.
Es una práctica sencilla, no es necesario intentarla varias veces porque se obtienen los resultados apetecidos fácilmente.
Nosotros la realizamos con un bote de cocina de 1 litro con cierre hermético, al que despojamos del alambre y de la tapa.
Todos los meteorólogos conocen este proceso que hemos estudiado pues cuando el vapor de agua asciende en la atmósfera se encuentra con regiones en donde la P es menor, llegando un momento en que puede producirse la formación de una nube. Por eso en el barómetro observan si la presión es alta o baja (señal de buen o mal tiempo).
Este mismo método es utilizado para licuar gases de bajo punto de
ebullición, en el laboratorio. Tales como los gases nobles contenidos en
el aire. Se basa en el mismo proceso consistente en expandir el gas para
que realice un trabajo que lleva consigo la disminución de su energía
interna de tal manera que se enfría lo suficiente como para pasar a
estado líquido.
PILAS ELECTRICAS
Fundamento
Se puede conseguir una pila eléctrica con dos metales de distinta actividad en medio ácido. La mayor desviación en el electrómetro se consigue con una lámina de cobre y una de cinc introducidas en una disolución de sulfato de hierro (II).
El metal más activo se disuelve cediendo electrones, por lo que será el ánodo de la pila, mientras que el menos activo captaría los electrones actuando de cátodo.
En una pila de cinc y cobre el cátodo será el cobre y el ánodo será el cinc. El primero estará recogiendo los electrones del circuito exterior y el cinc estará enviándolos al circuito exterior.
1. Pila con monedas blancas y amarillas
Material
- 3 pesetas blancas muy limpias
- 3 pesetas amarillas muy limpias
- 6 círculos de papel de filtro de diámetro ligeramente superior a las pesetas
- 10 mL de vinagre
- unos cristales de sal gorda de cocina
Procedimiento
Se disuelve la sal en el vinagre y posteriormente se introducen los círculos de papel de filtro en la disolución para que se empapen bien y se dejen escurrir.
Se comienza colocando una peseta de un color, por ejemplo amarilla, después dos trozos de papel de filtro empapado en la disolución, a continuación una peseta blanca, y en contacto con ésta última una peseta amarilla, repitiendo todo el proceso hasta que se hayan colocado todas las pesetas, de esta forma quedaran tres pilas en serie y si estaban bien limpias se podrá encender un LED ROJO (light emisión diode= diodo emisor de luz) apoyando sus patas sobre la primera peseta amarilla y la última blanca. No se puede olvidar que el LED sólo funciona en un solo sentido.
En lugar de pesetas se pueden utilizar láminas de aproximadamente un centímetro cuadrado de cinc y de cobre.
Si las pesetas están sucias se pueden lavar con clorhídrico, aproximadamente 2M.
2. Corazón pulsante de mercurio
Material
- vidrio de reloj de 6 a 8 cm de diámetro
- cápsula petri de diámetro ligeramente mayor que el vidrio
- mercurio como para tener una gota de 1 a 2 cm de diámetro
- disolución de ácido sulfúrico, aproximadamente, 3M y a la vez 0,01M de dicromato de potasio, unos 100ml
- retroproyector
- lámina de plástico transparente para colocar sobre el retroproyector para que no se manche
- un alfiler muy largo, mejor de los de cabeza gorda, o un trozo de hierro, funciona mejor si está oxidado
Procedimiento
Se debe hacer sobre retroproyector y lo mejor es colocar un vidrio de reloj de aproximadamente 6 a 8 cm de diámetro, dentro de la cápsula petri de mayor diámetro, con objeto de que, si al manipular se vierten las disoluciones no caigan sobre el retroproyector.
En el vidrio de reloj se coloca el mercurio de forma que tenga unos 2 cm de diámetro y se cubre con una disolución que es a la vez, aproximadamente 0,01M en dicromato de potasio y 3M en ácido sulfúrico. Si la gota de mercurio se toca lateralmente con una aguja de coser o un clavo comienza a oscilar según movimientos que varían entre los de una ameba o los de un corazón latiente. Es muy importante para que esto suceda que la aguja esté bien sujeta y que solo roce lateralmente la gota de mercurio. Se puede sujetar con la mano o también se puede pinchar en un tapón de corcho y cogerla con una pinza de bureta que se une a un soporte.
Aunque recomiendan que la concentración de dicromato potasico sea 0,1M, en algunas ocasiones no ha funcionado porque se oxida el mercurio y aparece un polvo rojizo de oxido de mercurio. Lo más importante es la forma de colocar el alfiler, sino oscila basta con cambiar la posición, hasta encontrar la posición adecuada. No es necesario mercurio muy puro y el alfiler o el clavo es mejor que estén oxidados.
Al final del experimento el mercurio se lava bien con agua por decantación y se puede recoger para usarlo de nuevo.
Fundamento
Sin duda, el fundamento es que se forma una pila eléctrica con mercurio como polo positivo, hierro como negativo y sulfúrico como electrolito, el dicromato de potasio sería el despolarizante . La tensión superficial del mercurio varia al coger o perder electrones lo que da origen a la oscilación. Se debe cambiar la aguja de posición hasta conseguir que se produzca el fenómeno de resonancia en las oscilaciones con lo cual se producen de una forma muy violenta.
El mismo fenómeno se produce con el galio, como metal liquido, y el proceso será el mismo.
BIBLIOGRAFÍA
- Avnir, D. 1989, Chemically Induced Pulsations of interfaces: The mercury beating heart, Journal of Chemical Education, vol. 66, nº3.
- Benton,W,1980, Michael Faraday Experimental Researches in Electricity, 23ª edic. Enciclopedia Britanica, nº45 Col. Great Books, Chicago.
Física y Química 4°ESO (Laboratorio)
Equivalente en agua de un calorímetro. Calor específico.
1ª Parte. Equivalente en agua de un calorímetro y de sus accesorios:
- ¿Qué calor ha perdido el agua caliente?
- ¿Qué calor ha ganado el agua fría?
- Calcula, sabiendo que el calor específico del agua es 1 cal g .°C , la temperatura final que tendría que tener la mezcla, si el calorímetro no hubiera absorbido nada de calor.
- ¿Qué cantidad de agua (k) sería necesario añadir a los 100 g iniciales para que la temperatura final fuera la temperatura de equilibrio observada?
- A la cantidad de agua que habría que añadir se llama "Equivalente en agua del calorímetro" (k).
- El calor de k lo hallamos de la ecuación:
m1 .( t1 - t) = ( mo+ k) .( t - to)
2ª Parte. Calor específico de un cuerpo metálico:
- Se pone en el calorímetro 200 g (mo) de agua a la temperatura ambiente to, que se mide con el termómetro del calorímetro.
- Se pesa el cuerpo problema (m).
- Se le ata un hilo y se le introduce durante algunos minutos en agua que se mantiene a ebullición. Cuando se juzga que ha tomado la temperatura de este agua t1, se aproxima al calorímetro todo lo posible y se introduce en él rápidamente el cuerpo.
- Se anota la temperatura final obtenida t.
- Se aplica la fórmula del método de las mezclas, la cual da el calor específico (C) del metal que se estudia.
Resultados:
- Equivalente en agua del calorímetro
- Calor específico del cuerpo problema
agua del calorímetro mo= to=
agua caliente ml= t1=
temperatura final t=
-
agua del calorímetro mo= to=
-
cuerpo problema m= t1=
-
temperatura intermedia t=
-
calor específico C=
Cuestiones:
- Expresar el resultado del calor específico en unidades del S.I. y en Cal/gºC .
- Comparar el resultado obtenido del calor específico con el valor que figura en la tabla de tu libro. Calcula los errores absolutos y relativos.
INTERFERENCIAS CON LA LUZ
La experiencia trata sobre la obtención de interferencias con la luz.
Para la obtención de estas interferencias es necesario contar con capas muy finas de material transparente, tan finas como aproximadamente la longitud de onda de la luz.
Parte de la luz incidente sobre la superficie superior de la fina capa es reflejada, parte del resto se reflejará en la superficie inferior de la capa y atravesará la primera, acompañando e interfiriendo con el primer rayo reflejado.
Para conseguir este efecto necesitaremos, por ejemplo:
- Recipiente negro, o transparente apoyado en una superfice
-
negra.
-
Agua.
-
Aceite.
-
Un flujo de agua (grifo)
Se deposita el recipiente lleno de agua sobre el fregadero. Se abre el grifo dejando caer un hilo fino de agua. Quizá haya que acercar el recipiente al grifo para evitar las turbulencias.
El recipiente rebosará y perderá agua por el borde.
En estas condiciones, si el recipiente está bien iluminado con luz blanca, podemos dejar caer gotas muy pequeñas de aceite formándose una fina película que causará las interferencias.
Puede probarse a dejar caer 2 gotas de aceite a la vez y observar cómo se repelen las mismas.
También pueden conseguirse finas películas con pompas de jabón. Además, puestas sobre una superficie negra y con un algodón empapado de alcohol, puede apreciarse cómo el vapor de alcohol modifica la tensión superficial de la pompa originando remolinos de colores.
LA MATERIA VIVA CONTIENE CARBONO
-
Tubo de ensayo de vidrio fuerte.
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Tapón perforado y un tubo acodado.
-
Mechero.
-
Vaso de precipitados.
-
Solución diluida de hidróxido cálcico.
-
Mortero.
-
Óxido cúprico.
-
Trípode y rejilla.
-
Carne picada.
Toma una pequeña cantidad de carne picada y mézclala en el mortero con seis veces su peso de óxido cúprico. Introduce la mezcla en el tubo de ensayo, que cerrarás con el tapón atravesado por el tubo acodado. Introduce el extremo libre del tubo acodado en el vaso de precipitados lleno de la solución diluida de hidróxido cálcico tal como indica la figura. A continuación enciende el mechero y calienta la mezcla.
Observa que se produce un desprendimiento de dióxido de carbono que enturbia el agua de cal, como consecuencia de la reacción del hidróxido cálcico disuelto en el agua con el dióxido de carbono, transformándose éste en carbonato cálcico insoluble.
Ca(OH)2 + CO2 ® CaCO3 + H2
|
|
El dióxido de carbono que produce este cambio proviene de la oxidación
del carbono presente en la materia orgánica introducida en el tubo de
ensayo.
BOLAS DE DINAMITA
Material
-
Un vaso de precipitados pequeño
-
Un vaso de precipitados lleno de agua muy caliente
-
Levadura en polvo
-
Bicarbonato sódico
-
Pasta de levadura de crecimiento rápido
-
Harina
-
Agua
-
Cucharilla
-
Cuchara
Con una cucharilla, mezclar una cucharada rasa de harina con levadura en polvo, en un vaso. Añadir una pequeña cantidad de agua, una gota cada vez, y forma una bola de masa. Si la mezcla está demasiado húmeda, añadir más harina. Colocar la bola de masa en una cuchara. Dejarla en un lugar caliente, mientras se llena un vaso con agua caliente (del grifo o calentada previamente).
Durante dos minutos aproximadamente, sostén la cuchara con la masa sobre el agua caliente. Permite que la cuchara toque el agua e, incluso, que entre algo de agua caliente. Deja la bola de masa en un lugar aparte.
Repetir el experimento, pero sustituyendo la levadura en polvo por el bicarbonato y una tercera vez con la pasta de levadura de crecimiento rápido.
Explicación
teórica
Antes de comenzar el experimento se puede plantear una hipótesis científica, sobre que bola va a crecer más, por ejemplo, según la sustancia que contiene más cantidad de gas dióxido de carbono.
PREPARACIÓN DE
DISOLUCIONES TITULADAS
Una disolución es una mezcla homogénea
de dos sustancias denominadas soluto, en menor proporción, y disolvente.
El disolvente es generalmente un líquido, y el soluto puede ser un sólido,
un líquido o un gas.
MOLALIDAD (m): Número de moles de soluto
entre el número de kilogramos del disolvente.
MOLARIDAD (M): Número de moles de soluto
dividido entre los litros de disolución.
NORMALIDAD (N): Número de
equivalentes-gramo de soluto entre los litros de disolución.
PORCENTAJE EN PESO: Número de gramos de
soluto entre el número de gramos de disolución.
Se llaman disoluciones tituladas aquéllas
de las que se conoce exactamente su título o concentración, expresada en
cualquiera de sus formas.
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Expresar de diferentes formas la concentración de una misma disolución.
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Frasco lavador.
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Balanza.
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Vasos de precipitados.
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Pipeta
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Probeta
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Hidróxido sódico en lentejas.
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Acido clorhídrico comercial.
Procedimiento experimental
a)
Preparación de 250 ml.
de una disolución 0.2 N de
NaOH.
Realizar los cálculos necesarios.
Conocida la cantidad de soluto, se pesa
dicha cantidad de sustancia en un vidrio reloj tarado y se pasa a un
matraz aforado de 250 ml. Se le añade un poco de agua y se agita hasta la
completa disolución del soluto. A continuación se le va añadiendo el
resto de disolvente agua hasta enrasar exactamente el menisco con la marca
superior del matraz (enrasar al final gota a gota el matraz, hasta que el
menisco quede tangente a la línea de enrase.)
Etiquetar el frasco y guardarlo.
Primero calcular los mililitros de ácido
comercial necesarios para preparar la nueva disolución.
Tomar con una pipeta la cantidad de ácido
calculado y verterlo en el matraz. Añadir agua hasta completar el volumen
indicado. Terminar de enrasar con agua gota a gota. Tapar y etiquetar.
Judit
Pérez Ayo
Colegio: Sta. María (Collado Villalba)
DUREZA
DEL AGUA
Éste
es un experimento para establecer la dureza de un agua, con referencia a
la destilada.
Se necesita: agua del grifo, agua destilada
cuentagotas, jabón líquido, dos recipientes con tapón de rosca y un
recipiente pequeño.
Procedimiento:
1.
Mezclar
a partes iguales jabón líquido y agua destilada para hacer una solución
jabonosa. El agua destilada no contiene sales que la endurezcan.
2.
Verter
la misma cantidad de agua destilada y de agua del grifo en cada
recipiente. El agua destilada es un “ controlados”, es decir, algo
para cotejar los resultados.
3.
Usando
el cuentagotas, poner una gota de la solución jabonosa anterior en el
agua destilada, enroscar el tapón y agitar. Seguir añadiendo una gota
cada vez que se forme espuma.
4.
Tomar
nota de cuántas gotas de la solución de jabón se necesita para
conseguir que el agua destilada sea jabonosa. Después ver cuántas gotas
se necesitan para que lo sea el agua del grifo. Cuantas más gotas se
necesiten, más dura es el agua. Intentar la misma prueba con aguas de
distintas fuentes.
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3 Vasos de precipitados
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Espátula
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Varilla
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Dicromato potásico
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Ácido clorhídrico
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Hidróxido sódico
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y agua destilada
En otro vaso de
precipitados se prepara una disolución diluida de ácido clorhídrico, a
la que denominaremos sustancia A. Y en el tercer vaso de precipitados otra
disolución diluida, pero esta de hidróxido sódico, sustancia B.
Con el cuentagotas se
añade poco a poco de sustancia A a la disolución de dicromato, agitando
a la vez con la varilla, hasta cambio de color. A continuación se le añade
sustancia B hasta que vuelva al color original. De nuevo la sustancia A y
así cuantas veces se quiera.
PRÁCTICA 2.-
ELECTROLISIS DEL SULFATO DE COBRE.-
Además puedo observar
que el tanto el burbujeo de
gas en el ánodo como la precipitación de cobre metálico aumentan al
aumentar la intensidad de corriente. Y es que al ser Q = I·t, al aumentar
la intensidad, como Q= cte, porque depende únicamente de la concentración
de la disolución, el tiempo de electrolisis disminuye; es decir va más rápido
el proceso.
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Vaso de precipitados.
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Espátula
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Varilla
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Fuente de alimentación variable
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Electrodo de cobre
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Electrodo de grafito
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Cables de conexión
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Sulfato de cobre y
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Agua destilada.
También observamos
que hay una decoloración, y si vamos midiendo el pH, observamos que va
disminuyendo.
A continuación subo la tensión poco a poco y observo que el burbujeo es más rápido y que la aparición de cobre se intensifica.
Por: Elena Dehesa.
I.E.S.
Carmen Martín Gaite. Moralzarzal.
EXTRACCIÓN Y SEPARACIÓN DE PIGMENTOS VEGETALES
INTRODUCCIÓN
Cuando
los pigmentos absorben luz, los electrones pasan a un nivel energético más
alto, lo cual puede derivar en diferentes consecuencias al caer de nuevo a
un nivel inferior:
a)
Que
la energía se disipe como calor
b)
Que
se vuelva a emitir inmediatamente como energía luminosa de longitud de
onda más larga, fenómeno conocido como fluorescencia
c)
Que
la energía ocasione una reacción química: la fotosíntesis. La
clorofila convierte la energía luminosa en energía química cuando está
asociada a ciertas moléculas especiales e incluida en una membrana
especializada.
Los
distintos grupos de plantas y algas utilizan diversos pigmentos en la
fotosíntesis. En la espinaca que vamos a estudiar, aparecen los
siguientes: clorofilas a y b, de color verde; caroteno, de color naranja;
y xantofila, de color amarillo.
Separaremos
los diferentes pigmentos empleando líquidos con diferente polaridad, de
modo que cada uno se disuelva en la sustancia que le resulte más afín.
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Hojas de espinaca fresca
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Etanol
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Metanol al 92 % (V/V)
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Potasa metanólica al 30 % (P/V)
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Éter etílico
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Gasolina
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Agua
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Tubos de ensayo
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Mechero bunsen
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Tijeras
-
Algodón
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Embudo de decantación, en soporte con pie
-
Pipetas de 5 ml
1.
Troceamos finamente un trozo de espinaca con las tijeras y lo introducimos
en un tubo de ensayo grueso. Añadimos 10 ml de etanol y tapamos el
tubo con algodón
2.
Calentamos el tubo durante 3 minutos para que el etanol penetre en las células
vegetales. Lo dejamos enfriar y ya tenemos los pigmentos disueltos en el
etanol.
1.
En un tubo de ensayo vertemos 5 ml de
extracto y le añadimos 5 ml de gasolina. Echamos 1 ml de agua
para aumentar la polaridad del etanol. Agitamos bien y dejamos reposar.
Dada la diferente polaridad de la gasolina y el etanol, se separan dos
fases : abajo queda el etanol diluido, casi transparente, y arriba la
gasolina con los pigmentos de la espinaca, de un color verde intenso.
2.
Utilizamos el embudo de decantación para separar ambas fases: desechamos
el etanol y conservamos en un tubo de ensayo la gasolina que contiene los
pigmentos
3.
Añadimos 3 ml de metanol al 92 % y agitamos muy bien. Dejamos
reposar y observamos de nuevo dos fases de diferente polaridad y con
distintos colores: abajo, el metanol, más polar, donde se han disuelto
las moléculas de clorofila b y de xantofila, que presenta un color
verdoso amarillento; y arriba, la gasolina, donde se han disuelto la
clorofila a y el caroteno, de un color verde intenso.
4.
Separamos las dos fases en el embudo de decantación y las conservamos en
diferentes tubos de ensayo.
5.
Tomamos el tubo que contiene el metanol con clorofila b y xantofila y le añadimos
2 ml de éter etílico y 1 ml de agua y agitamos bien para
favorecer la distribución de los pigmentos. Dejamos reposar y se forman
dos fases: abajo, el metanol con agua y arriba el éter con los dos
pigmentos.
6.
Separamos las dos fases en el embudo de decantación y sólo conservamos
la fase del éter, verde, en un tubo de ensayo.
7. Añadimos 1 ml de potasa metanólica al 30 %, con la pipeta, agitamos y dejamos reposar. Echamos 2 ml de agua para aumentar la polaridad del metanol, y observamos dos fases, que ya contienen por separado dos de los pigmentos de la espinaca:
8.
Añadimos 1 ml de potasa metanólica al 30 %, con la
pipeta, agitamos y dejamos reposar. Echamos 2 ml de agua para aumentar la
polaridad del metanol, y observamos dos fases, que ya contienen por
separado dos de los pigmentos de la espinaca:
-
Fase más polar y más densa, abajo, de color verde oliva que contiene el metanol con agua con la CLOROFILA b.
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Fase más apolar, arriba, de color amarillo, que contiene el éter con la XANTOFILA
9.
Tomamos
el tubo de ensayo que contiene la gasolina con clorofila a y caroteno. Añadimos
1 ml de potasa metanólica al 30 %, con la pipeta, agitamos y
dejamos reposar. Echamos 2 ml de agua para aumentar la polaridad. De este
modo la clorofila a se disuelve en el metanol y el caroteno se queda en la
gasolina, menos polar, observando dos fases que contienen por separado los
otros dos pigmentos de la espinaca:
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Fase inferior, de color verde claro, con la CLOROFILA a.
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Fase superior, de color anaranjado, con el CAROTENO