REACCIONES QUÍMICAS CON
PRODUCTOS DE USO
DOMÉSTICO
Sonia Mahiques Aguado
IES AUSIÀS MARCH
Introducción:
La Química no es algo misterioso y limitado al ámbito de los laboratorios de investigación sino algo mucho más cercano y cotidiano. Podemos poner de manifiesto esta realidad llevando a cabo sencillas experiencias en las que utilicemos algunos de los productos que están presentes en algún armario de nuestras cocinas o almacenes domésticos.
A continuación se indica el contenido del presente guión de las experiencias propuestas. Dependiendo del tiempo disponible se realizarán unas determinadas.
Objetivos:
• Conocer, manejar y valorar el material más habitual en un laboratorio de Ciencias.
• Aprender a manejar cualquier producto con prudencia y precaución.
• Respetar todas las normas de seguridad e higiene en el trabajo.
• Diferencia entre proceso físico y proceso químico.
• Adquirir hábitos de trabajo en grupo, planificando y realizando en equipo las actividades científicas, valorando las aportaciones de todos.
• Preparar correctamente una disolución a una determinada concentración.
• Saber preparar disoluciones diluidas por dilución de otras más concentradas.
• Identificar las diferentes sustancias ácidas y básicas que hay en un laboratorio de Ciencias y en casa.
• Saber que es el pH de una disolución y como se determina.
• Reconocer la importancia del cálculo del pH.
Índice de experiencias:
Experiencia 1. Explorando ácidos y bases. Indicador natural del pH Experiencia 2. Limpiemos la ropa (acción blanqueante de la lejía)
Experiencia 3. Generemos CO2. Reacciones con desprendimiento de gases Experiencia 4. Un sacapuntas y la oxidación de los metales
Experiencia 5. ¿Es seguro cocinar con recipientes de Aluminio? Algunas reacciones del aluminio
Experiencia 6. Vamos a la peluquería. Experiencias con agua oxigenada Experiencia 7. Los Reyes Magos te traerán carbón. Carbonización del azúcar
EXPERIENCIA 1. EXPLORANDO ÁCIDOS Y BASES. INDICADOR NATURAL DEL PH
Introducción:
Los ácidos y las bases son sustancias que entre otras propiedades tienen la capacidad de cambiar el color de ciertas sustancias vegetales. La col lombarda es una verdura que contiene alguna de estas sustancias sensibles a la acción de los ácidos y las bases. Si realizamos una extracción de dichas sustancias, podremos utilizar el extracto como un indicador químico que nos ayude a identificar el carácter ácido o básico de otras sustancias habituales en nuestras casas.
Material:
• Col lombarda (de color rojo/violeta)
• Agua destilada
• Filtro (colador)
• Viales para los ensayos (frascos o tubos de ensayo pequeños, 25 ml)
• Balanza
• Vidrios de reloj
• Papel de filtro
• Embudo de vidrio, aros, pinzas y soportes
• Vaso 1 litro
• Mechero, trípode, rejilla
Sustancias a analizar
• Vinagre (procura que no presente un color demasiado intenso)
• Amoníaco doméstico
• Hidrogenocarbonato sodio (NaHCO3, comúnmente denominado bicarbonato sódico)
• Lejía
• Jabón neutro
• Almax (antiácido estomacal comercial)
• Aspirina
• Detergente
• Limón 3
• Saliva
Procedimiento experimental:
Preparación del extracto indicador. Se hierve 500 ml de agua destilada en un vaso con el propósito de eliminar el oxígeno disuelto. A continuación se añaden unos 200 g de col lombarda finamente cortada. Se hierve durante unos 5-10 minutos. Se deja reposar el cazo hasta que la infusión esté fría. Filtramos utilizando un simple colador o un filtro de papel. El líquido obtenido, de color púrpura rojizo oscuro, lo vamos a utilizar para explorar ciertas sustancias ácidas y básicas. Si se desea almacenar este extracto durante una semana se puede adicionar una décima parte de alcohol etílico.
1. A continuación exploraremos cuál es el comportamiento de este indicador natural cuando se enfrenta a una sustancia típicamente ácida como el vinagre.
Dispón en un pequeño tubo de ensayo unos 10 ml de vinagre y 2 ml de indicador. Homogeniza ligeramente la disolución y observa el color. Anota el resultado. Guarda este tubo de ensayo como referencia para otros ensayos.
Vinagre + indicador Color:
2. El amoníaco doméstico es una disolución diluida de NH3. Es por tanto una sustancia básica. Veamos cómo se comporta nuestro indicador cuando se enfrenta a este tipo de sustancias.
Dispón en un pequeño tubo de ensayo unos 10 ml de amoníaco doméstico y añade 2 ml del indicador natural. Homogeneiza la disolución y observa el color resultante. Anota el resultado y guarda este tubo de ensayo como referencia para otros ensayos.
Amoníaco doméstico + indicador Color:
3. Finalmente exploremos el comportamiento de una sustancia como el NaHCO3. Esta es una sustancia sólida y necesitamos preparar previamente una disolución.
Pesamos 2,1 g de NaHCO3 y lo disolvemos en 50 ml de agua.
A 15 ml de esta disolución, se añaden 5 ml del indicador. Homogeneiza la disolución y anota el color resultante.
NaHCO3 + indicador Color:
Como has comprobado, el extracto de col lombarda puede mostrarnos, según el color que adquiere, si una sustancia es ácida (como el vinagre) o básica (como el amoníaco). Pero puede además darnos información cuantitativa de su acidez o basicidad. Los químicos utilizamos la escala de pH para cuantificar la acidez de una sustancia. Un pH inferior a 7 significa que una sustancia es ácida; cuanto menor es este número, mayor es su acidez. Un pH superior a 7 significa que la sustancia es básica; cuanto mayor sea este número, mayores su carácter básico. El extracto de col lombarda adquiere diferentes colores según sea el pH. Los colores y los valores de pH aproximados son los siguientes:
pH 2 4 6 8 10 12 14 Color del extracto Rojo Morado Violeta Azul Azul-verdoso Verde Amarillo
4. Utiliza el procedimiento seguido anteriormente para la determinación cualitativa del pH del vinagre y del amoníaco para estimar el pH de otras sustancias de uso doméstico. En la tabla siguiente se proponen algunas. Las de naturaleza sólida se deben disolver previamente en un poco de agua destilada. Anota los resultados en la misma tabla. Extrae conclusiones acerca de la naturaleza ácida, básica o neutra de cada sustancia.
Precauciones:
El agua debe ser destilada o desmineralizada para que la experiencia salga bien. Si se utilizara agua del grifo, el color del extracto se acercará al azul. Si se adicionara una gran cantidad de especies ácidas o básicas fuertes (salfumánt, lejía, etc.) se podría destruir el indicador desapareciendo el color. No es conveniente hervir la col lombarda durante un tiempo excesivo ya que se pueden extraer otras sustancias que pueden enmascarar parcialmente los cambios de color.
Tiempo de realización:
• Hervir el agua para eliminar el oxigeno: 5-10 min.
• Extracción del indicador: 5–10 min.
• Enfriamiento de la extracción 20 min. Durante ese tiempo se puede proceder a la preparación de las disoluciones a investigar.
• El tiempo para ensayar las sustancias previstas es muy corto ya que el cambio de color es inmediato.
Sustancia Color del
extracto
pH aproximado
Almax (antiácido estomacal) Aspirina
Detergente Jabón neutro Lejía
Salfumánt (agua fuerte) Limón
Sustancias responsables del color:
El extracto de la col lombarda y de otros vegetales de color rojo contiene dos sustancias: antocianina (rojo/azul) y flavonol (incoloro/amarillo) cuyas estructuras moleculares y por tanto el color dependen del pH. Por eso el extracto adquiere diferentes colores según el pH del medio.
EXPERIENCIA 2. LIMPIEMOS LA ROPA (ACCIÓN BLANQUEANTE DE LA LEJÍA)
En nuestros domicilios la lejía se utiliza para diversos fines, casi todos relacionados con la desinfección y la limpieza. Lo que conocemos con el nombre de lejía en realidad consiste en una disolución de hipoclorito sódico, NaClO. La lejía es capaz de oxidar a las sustancias que forman, por ejemplo, las tintas de bolígrafos y rotuladores. A esta propiedad se le llama poder blanqueador de la lejía y es la explicación de por qué, cuando la utilizamos en el lavado de tejidos, elimina la mayoría de las manchas presentes.
En esta actividad se va a investigar el poder blanqueador de la lejía. Para ello se van a usar diferentes tintas de rotulador y de bolígrafo y vamos a ver los cambios producidos por acción de la lejía.
Material:
• Lejía comercial (disolución de hipoclorito de sodio), unos 10 cm3 en un vaso de precipitados. PRECAUCIÓN: evitar el contacto de la lejía con la piel.
• Pincel pequeño.
• Diversos rotuladores y bolígrafos de distintos colores y marcas.
Procedimiento experimental:
En un papel blanco, escribe en columna y con separaciones de dos centímetros una palabra con rotuladores y bolígrafos de distinto color. A la derecha del papel, y también en columna escribe, en el mismo orden y con los mismos rotuladores y bolígrafos, la marca y el color de cada uno. Moja el pincel en la lejía y pinta por encima, cada una de las palabras de la columna de la izquierda. No pintes las de la columna de la derecha, pues te servirán de referencia. Observa los cambios en las tintas y el tiempo que tarda en producirse una decoloración apreciable del trazo.
Marca rotulador: Grueso de la punta:
Color Tiempo decoloración
Tiempo de realización:
La preparación de esta experiencia es muy rápida. Unos minutos bastan para disponer la tabla con los trazos a decolorar. Después hay que esperar en torno a 15-20 minutos para observar el efecto de la acción blanqueante.
EXPERIENCIA 3. GENEREMOS CO2. REACCIONES CON DESPRENDIMIENTO DE GASES
Material:
• Vasos de precipitados de diferentes volúmenes
• Balanza
• Pipetas de diferentes aforos
• Espátula
• Globo hinchable
• Botella de pequeño volumen
• Hidrogenocarbonato sódico NaHCO3
• Vinagre
• Limón
• NaOH en lentejas y disolución 4M
Objetivo:
En la experiencia vamos a ver cómo reacciona el hidrogenocarbonato de sodio (NaHCO3) con sustancias que tienen carácter ácido. Podrás ver cómo se descompone el NaHCO3 y se desprende un gas, el dióxido de carbono. El vinagre y el zumo de limón son sustancias que llevan disueltos ácidos: ácido acético en el caso del vinagre y ácido cítrico en el caso del limón.
En el caso del vinagre, la reacción química que tiene lugar es la siguiente:
NaHCO3(s) + HAc(ac) → NaAc(ac) + CO2(g) + H2O(l)
Los productos obtenidos son: una sal (NaAc) que queda disuelta en el agua y dióxido de carbono (CO2) que, al ser un gas, burbujea a través del líquido. También se realizará un ensayo para mostrar la reactividad del CO2 disuelto en agua con NaOH(ac).
Procedimiento experimental:
Experimento 1
• En el fondo de un vaso, coloca aproximadamente 1 g de NaHCO3 en polvo.
• Deja caer sobre él unas gotas de vinagre. ¿Qué ocurre? Observa el efecto del gas que se desprende.
• Repite la experiencia utilizando zumo de limón en vez de vinagre.
• Haz otros experimentos para ver si el NaHCO3 reacciona con otras bebidas ácidas (por ejemplo, zumo de naranja, zumo de manzana, refresco de cola, etc.)
Preparación de NaHCO3
• Pesa 15 g de NaHCO3 y disuélvelo en la mínima cantidad de agua destilada, a continuación introduce la disolución en un matraz aforado de 100 ml, completa el volumen con agua destilada hasta el enrase. Explica los pasos detalladamente y haz un dibujo del proceso.
Experimento 2
• Prepara una batería de disoluciones de NaHCO3 a partir de la disolución inicial.
o Disolución 1: toma 20 ml de la primera disolución que habías preparado e introdúcelo en otro matraz aforado de 100 ml, completa el volumen restante con agua destilada.
o Disolución 2: toma 10 ml de la primera disolución que habías preparado e introdúcelo en otro matraz aforado de 100 ml, completa el volumen restante con agua destilada.
o Disolución 3: repite la misma operación tomando 2 ml
o Disolución 4: repite la misma operación tomando 1 ml
Observa cómo reaccionan con el vinagre. ¿Observas diferencias en su reactividad?
Experimento 3
• Ahora podemos intentar recoger el CO2 que se genera en estas reacciones Para ello vamos a repetir el experimento 1 utilizando una botella, en vez de un vaso, y un globo hinchable.
• Pon vinagre en una botella.
• En un globo pon 2 g de NaHCO3.
• Sujeta el globo en la boca de la botella, con cuidado para que no caiga el NaHCO3.
• Levanta el globo y deja caer el NaHCO3 sobre el vinagre. Observa como, según se va desprendiendo el dióxido de carbono, el globo se va hinchando. Puedes probar con distintas cantidades de reactivos (vinagre y NaHCO3) y ver cómo varía la presión del gas en el globo.
EXPERIENCIA 4. UN SACAPUNTAS Y LA OXIDACIÓN DE LOS METALES
En este experimento se va a comprobar cómo cuando hay dos metales en contacto, uno de ellos actúa de "protector" contra la corrosión del otro. Para ello nos va a bastar un pequeño sacapuntas metálico. Como ya sabemos, para sacar punta a los lápices hay unas pequeñas maquinillas metálicas o de plástico a las que llamamos "sacapuntas" o "afilalápices" y todas ellas utilizan una cuchilla de acero. Para el experimento que vamos a realizar necesitaremos dos sacapuntas: uno de plástico y otro metálico.
Material:
• Sacapuntas metálico y de plástico
• Fenoftaleína
• Disolución de NaCl 2M
Preparación de la disolución de NaCl:
Pesa 11,7 g de NaCl y disuélvelos en la mínima cantidad de agua, a continuación traspasa la disolución a un matraz aforado de 100 ml y añades agua hasta el enrase.
Procedimiento experimental:
1. Sumerge cada uno de los sacapuntas en un vaso de agua con la disolución de NaCl. Añade unas gotas de fenoftaleína a cada uno de ellos.
2. A los pocos segundos, en el sacapuntas metálico, observarás un desprendimiento de burbujas. ¿Le ocurre algo al indicador?
3. Pasados unos minutos sácalos del agua salada, sécalos y observa el estado en que han quedado tanto el metal como la hoja de acero.
4. Vuelve a introducir los dos sacapuntas en el agua salada, déjalos sumergidos un par de días y observa lo que ocurre.
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¿Qué ha ocurrido? ¿Qué diferencias encuentras entre las cuchillas de acero de los dos sacapuntas?
Explicación:
Algunas marcas de sacapuntas añaden magnesio para la construcción del soporte (metálico), mientras que la hoja de corte es de acero al igual que en todos los sacapuntas. Cuando sumerges el sacapuntas en el agua salada, el gas que se desprende es hidrógeno formado por la reacción entre el magnesio y el agua. El metal magnesio se oxida, pero no se oxida el acero de la hoja de corte. El magnesio ha actuado de protector del acero. En el otro sacapuntas, el de plástico, la cuchilla no tiene protección.
Mg(s) 2H2O(l) Mg(OH)2(ac) H2(g)
Con este experimento podrás darte cuenta de cómo se usan metales "de sacrificio" para evitar la corrosión de las estructuras de acero que están en contacto con agua salada o en ambientes que favorecen la oxidación del hierro.
Los metales más activos (más arriba en la tabla de potenciales redox) protegen de modo eficaz a los menos activos. Si tenemos un trozo de hierro o acero en contacto con magnesio en un ambiente salino, el magnesio se oxidará primero.
Mientras quede magnesio, el hierro no se verá afectado por la corrosión.
Mg2+ (aq) + 2 e- Mg (s) Eº=- 2,37 Zn2+ (aq) + 2 e- Zn (s) Eº=- 0,76 Fe2+ (aq) + 2 e- Fe (s) Eº=- 0,44
EXPERIMENTO 4. CONTENIDO EN CO2 DE UN AGUA MINERAL GASIFICADA
Como sabes, las aguas con gas embotelladas contienen CO2 disuelto (CO2(ac)). Este CO2 disuelto es el responsable del bajo pH de estas aguas (alrededor de 5).
Objetivo:
Comprobar la relación existente entre la concentración de CO2(ac) disuelto en agua y el pH.
Una disminución en la concentración de CO2(ac) disuelto en agua tiene como consecuencia un aumento del pH. Esta variación la visualizamos con la ayuda de un indicador adecuado: rojo de metilo.
Material:
• Botella de agua mineral con gas
• Indicador: rojo de metilo
• Hielo
• Vasos de precipitados variados (500 ml, 250 ml)
• Pinzas
Procedimiento experimental:
Ensayo 1:
Se introduce la botella de agua mineral gasificada en un baño de hielo durante el tiempo suficiente para asegurar que esté bien fría. Se abre procurando no agitar demasiado para reducir al mínimo la pérdida de CO2 y se mide el pH. Según el tipo de agua, el pH estará alrededor de 5,1; el indicador presenta color rojo.
Ensayo 2:
Se agita vigorosamente durante unos 5-10 minutos (durante ese tiempo el agua adquiere la temperatura ambiente). El indicador se vuelve de color naranja debido al aumento del pH.
Ensayo 3:
Se prolonga la agitación otros 15 minutos para eliminar casi completamente el CO2(g). Progresivamente el indicador se torna amarillo (el pH medido es de 7,6). Se puede forzar la completa eliminación del CO2 por calentamiento en baño María. Si se dispone de un pHmetro se puede realizar la lectura del pH en cada ensayo.
color
Ensayo 1 Ensayo 2 Ensayo 3
EXPERIENCIA 5. ¿ES SEGURO COCINAR CON RECIPIENTES DE ALUMINIO? ALGUNAS REACCIONES DEL ALUMINIO
El aluminio es un metal reactivo. Cuando se le expone al aire inmediatamente experimenta una oxidación a Al2O3 que forma una fina capa protectora que lo protege frente a una oxidación en mayor profundidad. A este fenómeno se le conoce con el nombre de pasivado. Sin embargo, el Al puede ser disuelto fácilmente en medios ácidos y básicos (por este motivo el Al se dice que tiene carácter anfótero).
Material:
• 2 recipientes blandos de aluminio (por ejemplo unas flaneras)
• 10 ml de salfumánt
• 10 ml de NaOH (saturada)
• placas Petri
• probetas de 10 ml
• varilla de vidrio
• vasos de precipitados
• Tubo de ensayo grande
Procedimiento experimental:
Aluminio + lentejas de sosa
Una flanera de aluminio se coloca sobre una placa Petri. Se añaden 10 ml de NaOH. Tras un periodo de tiempo relativamente corto, el NaOH empieza a reaccionar, el principio lentamente pero acelerándose progresivamente. La reacción produce una efervescencia como consecuencia de la generación de dihidrógeno. Al final de la reacción (unos 5 minutos) observaremos como el fondo de la flanera se ha disuelto en su totalidad.
2Al(s) + 2NaOH(ac) + 6H2O(l) → 2NaAl(OH)4(ac) +3H2(g)
Aluminio + salfumánt
Se realiza el mismo procedimiento pero sustituyendo la disolución de NaOH por salfumant (HCl(c)).
2Al(s) + 6HCl(ac) → 2AlCl3(ac) + 3H2(g)
Podrías hacerte algunas preguntas como las siguientes:
• ¿Podemos utilizar utensilios de cocina hechos con Al con vinagre o amoníaco?
• ¿Es seguro cocinar con recipientes de este material?
EXPERIENCIA 6. VAMOS A LA PELUQUERÍA. EXPERIENCIAS CON AGUA OXIGENADA
Entre los agentes oxidantes más habituales en un domicilio está el peróxido de hidrógeno (H2O2). Cuando entra en contacto con el agua, el H2O2 se descompone formando agua y liberando oxígeno. El oxígeno generado es capaz de matar a los microorganismos desinfectando el entorno de la herida.
En esta experiencia vamos a mostrar otra de las propiedades de este oxidante: su poder decolorante. Y lo vamos a poner de manifiesto utilizando para ello cabellos de color oscuro. El cabello contiene diversos pigmentos susceptibles de ser oxidados a una forma incolora. Para ello se suele utilizar disoluciones al 6% de peróxido de hidrogeno pero para esta experiencia utilizaremos disoluciones al 30%.
Material:
• NH3
• H2O2 30%
• Acetona
• Pelo negro
• Cápsula Petri
Procedimiento experimental:
Desengrasar el pelo negro con acetona. Colocar los cabellos en una cápsula Petri a la que se adicionan 25 ml de H2O2 (30%) y 5 ml de NH3 (2M).
Dejar el pelo cubierto por las disoluciones durante 1 hora, lavar con agua y secar. Comparar con cabellos sin tratar para comprobar el efecto decolorante.
EXPERIENCIA 7. LOS REYES MAGOS TE TRAERÁN CARBÓN… CARBONIZACIÓN DEL AZÚCAR
El ácido sulfúrico es una de las sustancias más comunes en la industria y en el laboratorio. Es un ácido mineral fuerte. Cuando está concentrado además de sus propiedades ácidas, se comporta como un poderoso agente deshidratante. Si entra en contacto con la piel humana, las moléculas constituyentes de la piel empiezan inmediatamente a perder agua provocando una quemadura ácida.
Material:
• Tubo de ensayo Pyrex
• Azúcar
• H2SO4(conc)
•
Procedimiento experimental:
En un tubo de ensayo se dispone azúcar en polvo hasta cubrir el fondo del tubo generosamente. Se añaden unos cm3 de ácido sulfúrico de modo que empape suficientemente al azúcar (ha de formar una pasta oscura). Observar la formación de espuma negra que tiene aspecto de bulbo cuyo volumen va creciendo a medida que la reacción transcurre. Como consecuencia de la exotermicidad de la reacción se produce vapor de agua. Las moléculas gaseosas quedan atrapadas en el carbón formado expandiéndolo a modo de una espuma.
C12H22O11(s) + H2SO4 → 11 H2O(g) + 12 C + H2SO4
