Demostraciones

Demostraciones
D1.- Quimioluminiscencia de Esteres Oxálicos (D).

 INTRODUCCIÓN

En la Grecia Antigua Venus era conocida como Hesperos, la estrella de la noche, mientras que la estrella de la mañana era llamada Phosphorus. En estos momentos, los artilugios que producen luz artificial forman parte de nuestra vida diaria.

Esta práctica muestra la reacción en que se basan las barras luminosas comerciales que se utilizan como fuente de emergencia de luz. La prolongada duración del efecto quimioluminiscente de estas barras es causada por la mezcla de un ester aromático de oxalato y un lecho fluorescente con peróxido de hidrógeno en presencia de una base débil que funciona como catalizador. La reacción tiene lugar en un tubo de polietileno que contiene una ampolla de cristal con la solución del peróxido.

MATERIAL Y REACTIVO

2 Vasos de precipitados de 250 ml

Baño para enfriar

Agitador magnético

Recipiente de polietileno reutilizable

Gafas de seguridad

Guantes protectores.

Peróxido de hidrógeno 30%

Ftalato de dimetilo

t-Butanol,

Salicilato sódico

bis(2,4-dinitrofenil)oxalato DNPO ó bis(2,4,6-triclorofenil)oxalato TCPO.

Lecho fluorescente:

(I)9,10-difenilantraceno, DPA (II) 9,10-bis(feniletinil)antraceno, BPEA

(III) rodamina B

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Se preparan dos disoluciones:

            Disolución A.-

Consiste en una disolución 0.01 mol/L de oxalato y 0.003 mol/L (aproximadamente 0.1 g/100 mL) de uno de los lechos en ftalato de dimetilo. La disolución de DNPO debe prepararse recientemente, mientras que la de TCPO se puede guardar indefinidamente.

            Disolución B.-

            Consiste en 8 mL de H2O2 30% y 80 mL de ftalato de dimetilo en 20 mL de t-butanol. Se puede hacer que la quimioluminiscencia sea mas brillante añadiendo a esta disolución 0.02 ó 0.03 g de salicilato sódico.

Las dos disoluciones se guardan en recipientes de polietileno que se cierran y guardan en la oscuridad.

La mezcla de 25 ml de las disoluciones A y B provoca la inmediata aparición de luminiscencia, dependiendo su color del lecho añadido:

Lecho fluorescente Color Tiempo de emisión de luz
DNPO TCPO
(I) Azul 12 min 3 h
(II) Verde 15 min 3h
(III) Rojo 2 min 30 min

EXPLICACIÓN

El mecanismo exacto de la reacción no es conocido. Sin embargo, se puede suponer que el ester de oxalato es oxidado, en primer lugar, por el H2O2a peroxioxalato, que es luego convertido en dioxetanodiona. Este forma un complejo de transferencia de carga con el lecho, y el complejo descompone para dar CO2 y el lecho en un estado excitado. El retorno de la molécula de lecho a su estado de reposo provoca la emisión de luz.

El salicilato sódico produce un efecto catalítico en las reacciones mencionadas, por ello se aumenta el brillo de la quimioluminiscencia. Asímismo, la intensidad de la luz decrece notablemente cuando la mezcla de reacción es enfriada en una baño de hielo y aumenta cuando se calienta en un baño de agua.

CUESTIONES

1.- Describe brevemente los fenómenos observados.

2.- Dado que las barras luminosas comerciales se basan en los principios de esta práctica, ¿cómo crees que funcionan para que puedan venderse y llevarse en cualquier sitio?

3.- ¿Por qué la intensidad de la luz decrece notablemente cuando la mezcla de reacción se enfría en un baño de hielo?

D2.- Medida del pH (D).

La medida del pH nos dice el grado de acidez o basicidad de una determinada disolución. Esta medida se puede hacer por distintos métodos, nosotros vamos a medir el pH de diferentes productos que utilizamos habitualmente utilizando dos de estos métodos, papel indicador de pH y un pH-metro.

 

Papel indicador de pH.- es un tipo de papel impregnado de una mezcla de sustancias químicas (indicadores) y que, al ser sumergido en una disolución, adopta un color el cual va a depender de la concentración de protones existentes en la disolución.

Modo de empleo.-

1)      Una tira de papel indicador se sumerge un par de segundos en la disolución a examinar.

2)      Se espera unos 10 a 15 segundos, y entonces se compara el color resultante con los de la escala de colores

Advertencias.-

1)      Para el examen de líquidos turbios o muy viscosos, se dejan caer unas gotas sobre la tira de papel indicador, y se compara el reverso con la escala de colores.

2)      Efectuado el ensayo y transcurrido algún tiempo, las lecturas no son válidas.

 

pH-metro.- Se compone de un par de electrodos conectados a un medidor capaz de medir voltajes pequeños, del orden de milivoltios. El valor de pH se obtiene a través de la medida del potencial que adopta un electrodo de vidrio al ser sumergido en una disolución problema. Para ello, antes de proceder a la medida, se tiene que realizar la calibración del aparato utilizando dos disoluciones tampón de pH 4 y 7, respectivamente.

 

 

 

 

Modo de empleo

1)      Una vez calibrado el aparato, sumergir el electrodo en la disolución problema y pulsar la tecla “pH”.

2)      Esperar un instante hasta que la luz de la tecla deje de parpadear y anotar el valor de la medida.

Advertencias

1)      Hay que tener cuidado al sumergir el electrodo para que este no golpee el fondo del recipiente, ya que el electrodo de vidrio en su parte final es muy frágil.

2)      Hay que verificar que el puente salino del electrodo este sumergido en la disolución de medida.

D3.- Macromoléculas-Preparación de Nylon(D)

INTRODUCCIÓN:

El término macromolécula, o polímero, se aplica a aquellas sustancias de peso molecular elevado, formadas por un gran número (por lo menos 100) de unidades de peso molecular bajo, unidas por enlaces covalentes.

El proceso por el que las moléculas sencillas experimentan una combinación múltiple para formar macromoléculas recibe el nombre de polimerización. Las moléculas sencillas, a partir de las cuales se puede obtener una macromolécula o polímero, se conocen con el nombre de monómeros.

Se conocen dos tipos de polimerizaciones:

Polimerización por condensación: Si en la reacción de formación del polímero se produce la eliminación de una molécula sencilla, como agua o alcohol, entre las unidades de los monómeros

Polimerización por adición: las moléculas de monómeros, no saturadas o cíclicas, se unen unas a otras sin eliminación de ninguna parte de las mismas. Por tanto, en esta polimerización, la fórmula empírica es la misma que la del monómero.

Las reacciones a través de las cuales se forman macromoléculas deben poder continuar indefinidamente. Siempre que dos moléculas de monómero reaccionan, el producto resultante debe contener un grupo funcional capaz de reaccionar con otra molécula de monómero.

MATERIAL Y REACTIVOS

Embudo de decantación

Espátula

Pinzas metálicas

Probeta graduada de 100 cm3

Triangulo de madera.

Vaso de precipitados de 250 cm3 y 600 cm3

Hexametilendiamina

Cloruro de “Sebacilo”

Hidróxido sódico

Acetona

Tetracloruro de carbono

OBJETIVO:

Considerando que uno de los polímeros de condensación más típico es el nylon (poliamida), observar su formación en la reacción entre un diácido y una diamina.

En el laboratorio, las poliamidas se obtienen por una reacción denominada polimerización interfacial. La reacción se realiza entre un cloruro de un diácido, disuelto en un disolvente orgánico no miscible con el agua, y una solución acuosa de una diamina. Aparentemente la reacción transcurre en la interfase de las disoluciones.

La reacción que tiene lugar es la siguiente:

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

En un vaso de precipitados de 600 cm3 poner una solución formada por 2 cm3 de sebacilo cloruro en 100 cm3 de carbono tetracloruro. (El tetracloruro de carbono es tóxico. El tetracloroetileno es un disolvente menos tóxico y también se puede emplear, pero en este caso debe aumentarse la cantidad de cloruro de sebacilo a 3 mL)

Sobre la solución del cloruro de ácido echar con cuidado una solución de 2,2 g de hexametilendiamina y 1,5 g de sodio hidróxido en 50 cm3 de H2O; para ello utilizar un embudo colocándolo justamente encima de la superficie de la solución de cloruro de ácido.

La película de polímero que se forma en la interfase de las dos soluciones cogerla con unas pinzas, se irá separando en forma de fibra. Lavarlo con agua y después con solución de acetona al 50 % en agua. Dejarlo secar al aire.

Unos 0.1 g del polímero seco se ponen sobre una cuchara o una espátula metálica y se funden cuidadosamente, calentando con una llama pequeña para que el polímero no se carbonice. El polímero fundido se toca con una varilla de vidrio o con un palillo que al retirarlo lentamente originará un filamento.

CUESTIONES:

1· ¿Qué diferencia hay entre un monómero y un polímero?

2· ¿Qué diferencia hay entre una polimerización por adición y una por condensación?.

3· ¿Qué tiene que ocurrir para que termine una polimerización por adición?.

4· Explica el significado de los siguientes términos: copolímero; homopolímero; termoestable; termoplástico; polímero lineal; polímero ramificado.

5· Si la masa molecular media del polietileno es de 16 800 g/mol. ¿Cuántas unidades de monómero hay en la muestra?.

D4.- Reacciones Químicas Oscilantes(D)

Hubo un tiempo en que se creyó que violaban las leyes de la naturaleza.

Hoy, esas reacciones, en que las concentraciones suben y bajan periódicamente, están renovando la química y la biología.

Si se mezclan perfectamente diversas sustancias químicas, lo lógico es esperar que la mezcla adopte un color único y uniforme. Sin embargo, algunas reacciones químicas producen una sorprendente oscilación de colores. Unas veces cada minuto y otras veces de, hora en hora, las soluciones cambian de color pasando de uno a otro cíclicamente.

Uno de los más famosos osciladores de este tipo fue descrito en 1958 por el químico ruso B.P. Belousov, e investigado posteriormente por A.M. Zhabotinsky y otros. La reacción original tiene lugar al mezclar bromato potásico, sulfato cérico y ácido cítrico en ácido sulfúrico diluido. La oscilación iba del incoloro al amarillo. Desde entonces se han encontrado otras mezclas que oscilan del rojo al azul, del violeta al azul, del rojo al verde e incluso del incoloro al dorado y posteriormente, al azul.

Cabría esperar oscilaciones cromáticas en mezclas no homogéneas ya que en ellas el motivo puede ser la posterior difusión de un ingrediente en otro. Pero las oscilaciones de un sistema cerrado consistente en una mezcla homogénea siempre se han visto como una cosa imposible, sobre la base de que lo contrario violaría una ley fundamental de física y química, según la cual toda reacción espontánea debe hacer descender regularmente la energía libre de Gibbs del sistema.

En 1970 Zhabotinsky y A.N. Zaikin comunicaron que habían encontrado estructuras periódicas (ondas circulares) que recorrían de una parte a la otra una solución, cuya composición era un tanto distinta de la solución primitiva que sirvió como punto de partida.

Más tarde, Arthur T. Winfree, mejoró la fórmula con la que obtener la solución y examinó ampliamente las estructuras periódicas de las ondas espirales rotativas que aparecían en dicha disolución. Winfree redactó unas normas de trabajo con las que poder realizar las reacciones uno mismo.

Después de que haya desaparecido el color del Br2, añadir 1mL de Ferroin 0.025 M
1 g de ác. Malónico

10 mL de agua

1 g de NaBr

10 ml de agua

2 mL H2SO4 conc.;5 g de NaBrO3;67 mL de agua

Sugiere la siguiente forma de mezclar los reactivos para obtener un oscilador del rojo al azul: Añadir dos mililitros de ácido sulfúrico concentrado y cinco gramos de bromato sódico a 67 mililitros de agua pura (destilada o desionizada) con lo que se obtendrán 70 mililitros de solución. Verter seis mililitros de esta solución en un recipiente de vidrio y añadirle 0.5 mililitros de una solución de bromuro sódico obtenida agregando un gramo de bromuro sódico a 10 mililitros de agua. A continuación añadir un mililitro de solución de ácido malónico (malonato) hecha poniendo 1 gramo de ácido malónico en 10 mililitros de agua. Una vez que haya desaparecido el color del bromo poner a la solución un mililitro de solución 0.025 molar de sulfato ferroso de fenantrolina (un tinte también llamado a veces “ferroin”).

D5.- Estudio calorimétrico cualitativo de metales por emisión atómica(D)

INTRODUCCIÓN

Un átomo es capaz de absorber diferentes tipos de energía, calorífica y luminosa especialmente, que le conducen a una serie de estados excitados. Estos estados poseen unas energías determinadas y características de cada sustancia. Existe una tendencia a recuperar con rapidez el estado fundamental. La consecución de “volver al equilibrio” se puede realizar a través de choques moleculares (pérdida de energía en forma de calor) o a través de la emisión de radiación. Puesto que los estados excitados posibles son peculiares de cada especie, también lo serán las radiaciones emitidas en su desactivación. El tipo de radiación emitida dependerá de la diferencia entre los estados excitados y el fundamental, de acuerdo con la ley de Planck, DE = hn  ; DE = diferencia de energía entre los estados excitado y fundamental h = Constante de Planck (6,62 10-34 J s).  n= frecuencia

De esta manera, un determinado elemento da lugar a una serie de radiaciones características que constituyen su espectro de emisión, que puede considerarse como su “huella dactilar” y permite por tanto su identificación.   

OBJETIVOS

Constatar los diferentes niveles energéticos en que puede encontrarse un electrón en un átomo, es decir, los diferentes orbitales así como las diferentes transiciones cuantificadas entre los mismos. Esta práctica puede realizarse en el aula para todo el alumnado y consiste en observar los diferentes colores que emiten determinadas sustancias en una llama de metanol.

MATERIAL Y REACTIVOS

Superficie de porcelana.

Cloruro de estroncio(II), cloruro de sodio y clorato de potasio, sulfato de cobre (II), sacarosa.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Se prende fuego. Observar los colores de la llama al añadir cada uno de estos compuestos. Como dato informativo, indicaremos:

Nota: Para realizar la experiencia debemos tener en cuenta:

Que exista una adecuada ventilación

Trabajar con sustancias inflamables tiene un riesgo que hay que valorar

Para la demostración, emplear pequeñas cantidades de reactivos

  1. Cuestiones
  2. ¿Qué se conoce como estado de excitación?
  3. ¿Por qué hay que añadir en esta experiencia sustancias que sean solubles?
  4. En la introducción se ha comentado que una sustancia puede tener “estados excitados” (en plural); ¿cómo explicarías que una determinada sustancia puede tener varios estados excitados?
D6.- Reacción Oscilante - La Reacción de Briggs-Rauscher (D)

INTRODUCCIÓN

Reacciones oscilantes: Una reacción se dice que es oscilante cuando, después de finalizar, el sistema vuelve a su estado inicial y la reacción vuelve a empezar de nuevo.

El ejemplo particular que vamos a ver es la reacción de Briggs-Rauscher (BR),  de todas las conocidas, es quizás la más impresionante de las reacciones químicas oscilantes.

Tres soluciones incoloras se mezclan en un matraz y atraviesan  15 o más ciclos desde incoloro, ámbar, a azul-negro, antes de acabar.  La reacción la desarrolló  Thomas S. Briggs y Warren C. Rauscher de Escuela secundaria de Galileo en San Francisco [1]. Esta reacción es una mezcla de otras dos reacciones oscilantes, la de Rebuzno-Liebhafski  y la reacción de Belousov-Zhabotinsky [2].

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Se preparan tres soluciones como sigue.

Disolución A

Añada 40 ml de agua destilada en un matraz de 200 mls., adicione 41 mls de  peróxido de hidrógeno 30% en el agua.  Diluya la solución hasta 100mls con agua destilada.

Disolución B.

En segundo matraz de 200 mls disolver  4,3 g de iodato de potasio (KIO3) en  aproximadamente 80 mls de agua destilada. Agregue 0.43 mls de H2SO4 concentrado a esta mezcla.  Calentar y agitar la mezcla hasta que el iodato de potasio se disuelva. Diluya la solución hasta 100 mls con agua destilada.

Disolución C.

En un tercer matraz de 200 mls, disuelva 1,6 g de ácido del malónico y 0,34 g de sulfato del manganeso hidratado en aproximadamente 50 mls de agua destilada. En un matraz de 10 mls caliente 5 mls de agua destilada hasta hervir.  En otro matraz independiente mezcle  0,3 g de almidón soluble con aproximadamente 1 ml de agua y revuelva la mezcla para formar un “slurry”, una pasta densa. Deposite el slurry en el agua hirviendo y continúe el calentamiento y la agitación  hasta que el almidón se haya disuelto (1-2 minutos). Añada esta disolución de almidón en la disolución de ácido del malónico y sulfato de manganeso y diluya la mezcla con el agua destilada hasta 100 mls.

Demostración.

Ponga  un matraz de un 150 mls en un agitador magnético con un núcleo magnético.  Vierta 50 mls de disolución A y 50 mls de la disolución B en el matraz, agite la mezcla para producir un vórtice grande en la disolución. Entonces adicione 50 mls de C en la mezcla de reacción. La disolución inicialmente incolora se pondrá de color ámbar casi inmediatamente.  Entonces, de repente, se pondrá azul-negro. El azul-negro tornará a incoloro, y el ciclo repetirá varias veces con una secuencia que inicialmente dura aproximadamente 15 segundos pero que se alarga gradualmente. Después de unos minutos la disolución permanecerá azul-negra.

(Ver secuencia fotográfica)

El esquema de reacciones involucradas en esta demostración está (con algunas alteraciones menores) en el libro de Shakhashiri [2].

El mecanismo simplificado de esta reacción puede representarse en la transformación global siguiente:

IO3 + 2 H2O2 + CH2(COOH)2 + H+ ==> ICH(COOH)2 + 2 O2 + 3 H2O      (1)

Esta transformación se realiza a través de dos etapas que no son simples:

IO3 + 2 H2O2 + H+ ==> HIO + 2 O2 + 2 H2O       (1.1)

HIO + CH2(COOH)2 ==> ICH(COOH)2 + H2O       (1.2)

La primera de estas dos reacciones(1.1) puede ocurrir vía dos procesos diferentes, uno radical y otro no radical.  Cual de los dos procesos domina, está determinado por la concentración de iones ioduro de la disolución.  Cuando [I ] es bajo, el proceso radical domina; cuando [I ] es alta, el proceso del no radical  es el que actua..  En la segunda reacción (1.2), se consume HIO más despacio de lo que se produce cuando el proceso radicálico es el dominante, pero consume HIO más rápidamente de lo que se produce cuando el proceso no es radical.  Cualquier cantidad de HIO que no reacciona por el eq. (1.2) es reducida a [I ] por el peróxido de hidrógeno como uno de los pasos del componente del no radical de la reacción (eq 1.1) Cuando HIO se produce rápidamente por el proceso radical, el exceso forma los iones ioduro que bloquean ese proceso radical y empiezan el proceso del no radical más lento.  La reacción (1.2) entonces consume el HIO tan rápidamente que no hay bastante disponible para producir el ion yoduro necesario para mantener el proceso no radical, y el proceso radical empieza de nuevo. Cada uno de los procesos de reacción (1.1) produce las condiciones favorables para el otro proceso, y, por consiguiente, la reacción oscila entre estos dos procesos.

La explicación detallada requiere la atención a los pasos individuales de los dos procesos.  Si los iones del yoduro están presentes en la concentración suficiente, la reacción sigue procesos no radicales, reacción (1.1). Los iones del yoduro reaccionan bastante despacio con los iones del yodato,

IO3 + I + 2 H + ==> HIO2 + HIO      (2)

El ácido del yodico (HIO2) se reduce antes que el  ácido del hipoyodoso (HIO),

HIO2 + I + H+ ==> 2 HIO       (3)

El ácido del hipoyodoso será entonces reducido por el peróxido de hidrógeno,

HIO + H2O2 ==> I + O2 + H+ + H2O       (4)

La transformación neta representada por el eq. (1.1) se obtiene por la suma estequiométrica de las eq. (2) + eq. (3) + eq. (4).

Cuando la reacción (1.1) es más lenta que la reacción (1.2), todo el  HIO se agota por la reacción (1.2)  y la  reacción (4) no puede reponer el I consumido en las reacciones (2) y (3); por lo tanto la  [I] sigue disminuyendo.

Una que vez los iones yoduro han casi desaparecido, el proceso no radical es muy lento, y el proceso radical comienza a tener importancia para la reacción (1.1).  Este proceso involucra los cinco pasos siguientes [3].

IO3 + HIO2 + H+ ==> 2 IO2· + H2O       (1.1.1)

IO2· + Mn2+ + H2O ==> HIO2 + Mn(OH)2+       (1.1.2)

Mn2+ + H2O2 ==> Mn2+ + H2O + HOO·       (1.1.3)

2 HOO· ==> H2O2 + O2   (1.1.4)

2 HIO2 ==> IO3 + HIO + H+       (1.1.5)

Cuando se combinan estas reacciones, en las proporciones de: [2 (eq. (1.1.1)) + 4 ( eq. (1.1.2)) + 4 ( eq. (1.1.3)) + 2 ( eq. (1.1.4)) + eq. (1.1.5)], se  tiene como  resultado global el dado en dado por el eq. (1.1). un rasgo significativo de este proceso es que, tomado juntos, los primeros dos pasos (eqs. (1.1.1) y (1.1.2) resultan ser  autocatalíticos, es decir, se producen 2 HIO2 por cada uno consumido.  Por consiguiente, la proporción de HIO2 aumenta cada vez que estas etapas suceden.  Este hecho hace que se produzca aumento rápido en la concentración de HIO por la desproporcionación de HIO2 (eq. (1.1.5)). El proceso global no consume todo el yodato de la disolución, porque el último paso es de segundo orden en las especies  HIO2 produce iodato, y, como su concentración aumenta debido a la naturaleza autocatalítica de los pasos iniciales, HIO2 se consume más rápidamente en este último paso, y la sucesión de las reacciones alcanza rápidamente un estado estacionario.

Las ecuaciones (1.1.2) y (1.1.3) ponen de manifiesto la función del catalizador del manganeso.  El manganeso se oxida en la reacción (1.1.2) y reducido en la reacción (1.1.3). Su papel como catalizador en la reacción debe a la tranformación catalítica de radicales de IO2· a HIO2, necesarios para  completar el ciclo autocatalítico de las ecuaciones (1.1.1) y (1.1.2).

En una última etapa, el ácido del hipoyodoso producido por el proceso radical reacciona con el ácido del malónico por la reacción (1.2). Sin embargo, el proceso radical es más rápido que la reacción (1.2), y el exceso HIO reacciona con el peróxido de hidrógeno mediante la reacción (4) para crear I que cierra el proceso radical y regresa al proceso  no radical lento que comenzó por la reacción (2).

Los efectos del color, que mas llaman la atención,  se inician porque la reacción (1.2) no tiene lugar en un solo paso, sino por la sucesión de las reacciones (1.2.1) y (1.2.2).

I + HIO + H+ ==> I2 + H2O       (1.2.1)

I2 + CH2(COOH)2 ==> ICH(COOH)2 + H+ + I       (1.2.1)

La solución se pone ambar por el I2 producido a través de la reacción (1.2.1), cuando el proceso radical mantiene la concentración de [HIO] mayor que [I ]. El exceso HIO se convierte a en I a través de la reacción con H2O2 (eq. (4)). La disolución se vuelve azul oscuro de repente cuando la concentración[I ] es mayor que la de  [HIO], y el I se combina con I2 para formar un complejo de color azul con el almidón.  Cuando la  [I ] alta, reacción (1.1)  abre el proceso del no radical lento y el color se marchita puesto que mediante la reacción (1.2) se consume el yodo más rápidamente que se produce.  Cuando el sistema vuelve el proceso radical rápido, el ciclo se repite.

Los pasos de las reacciones anteriores constituyen el esqueleto del mecanismo para la reacción oscilante BR. Inicialmente se mezclan las disoluciones y, IO3 reacciona con H2O2 para producir un poco HIO2.  El HIO2 reacciona con IO3 en el primer paso del proceso radical ( eq. (1.1.1)). El proceso radical autocatalitico sigue, mientras aumenta la concentración de HIO rápidamente.  El HIO se reduce a I en su reacción con H2O2 ( eq. (4)). El exceso de HIO reacciona con I, para producir I2 ( eq. (1.2.1)). El I2 reacciona despacio con el ácido malónico, pero la concentración de HIO, I2 y I aumentan, porque la reacción (1.1) es más rápida que la reacción (1.2). Como la [I ] aumenta, la velocidad de su reacción con HIO2 ( eq. (3)) supera la sucesión de reacciones autocatalíticas (1.1.1) y (1.1.2). El proceso radical entonces se cierrado, y la acumulación de yodo reducido se consume por la reacción (1.2) operando a través de la sucesión de reacciones (1.2.1) y (1.2.2). Seguidamente, la  [I ] se reduce a un valor tan bajo tal que las reacciones (1.1.1) y (1.1.2) son más rápidas que la reacción (3), y el proceso radical toma de nuevo vigencia.  Esta sucesión oscilante se repite hasta que el ácido del malónico o el IO3 se acaban.

¡Cuidado! Concentraciones de ion cloruro mayores de 0.07 M suprimen las oscilaciones [4], por consiguiente, los matraces usados para la preparación de las disoluciones deben estar limpios y deben de lavarse con agua destilada antes de su uso.

SEGURIDAD.

El peróxido de hidrógeno 30% (100 vols)  es corrosivo y buen agente oxidante, debe evitarse el contacto con la piel y ojos. El ácido sulfúrico puede causar quemaduras graves, cuando está concentrado es un poderoso agente deshidratante y genera  calor cuando se diluye con agua. En caso de  contacto con la piel  lave con suficiente agua y después trate el área con hidrógeno carbonato de sodio, NaHCO3. Si se derrama en el suelo o en la mesa debe neutralizarse con NaHCO3 y debe enjuagarse completamente.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 

  1. T.S. Briggs y W.C. Rauscher, J. Chem. Educ., 1973, 50, 496.
  2. B.Z. Shakhashiri, las Demostraciones Químicas,: Un Manual para Maestros de Química, Volumen 2, Wisconsin, EE.UU., La Universidad de Prensa de Wisconsin, 1985, el pp,. 248-256.
  3. P. De Kepper e I.R. Epstein, J. Es. Chem. Soc., 1982, 104, 49.
  4. D.O. Cooke, Reaccione. Kinet. Catal. Lett., 1975, 3, 377.
D7.- El Volcán ( 'El Fuego del Vesubio') (D)

INTRODUCCIÓN

Los cristales anaranjados de dicromato del amónico cuando se calientan a una temperatura suficiente, empiezan a descomponer produciendo el óxido de cromo (III) de color verde oscuro muy esponjoso.  Cuando comienza  la reacción  ésta se auto mantiene hasta el final de la misma, puesto que, oxidante (Cr+6) y reductor (N-3) ,están presentes en la misma molécula,

(NH4)2Cr2O7 ==> Cr2O3 + 4 H2O + N2

Normalmente esta demostración se ha denominado como el experimento clásico del Volcán, porque la ceniza producida (Cr2O3) ocupa un volumen mayor que el del dicromato original ((NH4)2Cr2O7). Además se puede observar la figura de ‘una montaña’ de ceniza de color verde oscuro con chispas y calor que emana de un ‘Caldera’ en su cúspide.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

No se requiere ninguna preparación específica y se parte de aproximadamente 20 g de dicromato del amonio.

La demostración.

Poner un montón de dicromato de amonio en una bandeja de arena (o un azulejo cerámico) cerca de una fuente de ventilación.  Use un mechero “bunsen” para calentar la punta del ‘la montaña’ hasta que la reacción empiece.  El experimento debe realizarse con un poco de oscuridad.

Una manera alternativa de empezar el ‘el volcán’ es mojar la punta del cono de dicromato de amonio con un líquido combustible (es decir, etanol, acetona) y prender fuego.

SEGURIDAD

Este experimento sólo debe llevarse a cabo en una área bien-ventilada. Los compuestos de Cr(VI), dicromato y Cr(III) el óxido son irritantes para la piel y ojos y sobre todo el aparato respiratorio si se inhalan [1]. Además, algunos proveedores químicos ha hecho indicar que algunos compuestos cromo, incluso el dicromato de amonio, son sospechosos de ser carcinógenos. Deben usarse durante todo el experimento la bata, los guantes y las gafas de seguridad.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 

  1. G.D. Muir (el ed.), Riesgos en el Laboratorio Químico, Londres, la Sociedad Química, 1997, pág. 199.