Experiencias

EXPERIENCIAS
E1.-SÍNTESIS DEL ÍNDIGO

INTRODUCCIÓN

Desde la coloración de vestimentas en el antiguo Egipto hasta los vaqueros Levi’s, el índigo ha servido para teñir tejidos de azul durante 3000 años. Fue uno de los primeros ejemplos de colorante ‘ a la cuba’: se trata de compuestos insolubles en agua que son reducidos y cuya forma reducida es soluble en agua. La operación se realiza en una cuba donde le índigo se pone a reaccionar con un reductor (en esta experiencia bisulfito sódico). Las fibras a teñir se mantienen en la cuba durante un tiempo prolongado y despues se suspenden al aire libre. De esta manera, la forma reducida se reoxida y queda sobre la fibra la tintura azul original.

Antiguamente, el índigo se extraía de una planta llamada indigofera. Su estructura fue determinada en 1870 por Bayer. Así mismo, la síntesis industrial de índigo fue desarrollada en 1890 por Heumann según un procedimiento que se utiliza incluso hoy en día.

En esta práctica se realizará la síntesis del índigo en una etapa, procediéndose después a su utilización para teñir una pieza de algodón.

MATERIAL Y REACTIVOS

Erlenmeyer de 250 mL y100 mL

Vidrio de reloj,

Espátula,

Agitador magnético y barra imantada,

Baño maría,

Estufa a 100 ºC,

2-Nitrobenzaldehido,

Acetona,

Hidróxido sódico 2 N,

Ditionito sódico

Peróxido de hidrógeno

Agua destilada

Etanol.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

En un erlenmeyer de 250 mL se disuelve 2 g de 2-nitrobenzaldehido en 40 mL de acetona y después se diluye con 70 mL de agua destilada. Ayudados de un agitador magnético se somete esta disolución a una agitación vigorosa y se añade lentamente 10 mL de NaOH 2 N. La disolución se pone amarillo claro y despues se oscurece. En unos segundos empieza a aparecer un precipitado de índigo. Se continua la agitación 5 minutos mas y se filtra el precipitado azul-violeta en un embudo Büchner ayudado de una trompa de vacío. Se lava el precipitado con agua hasta que salga incolora y despues con 40 mL de etanol. Se seca el precipitado en la estufa durante 15 minutos a 100 ºC. Se pesa el sólido y se calcula el rendimiento.

            Tinción.-

            Poner en un vidrio de reloj 200 mg de índigo, añadir algunas gotas de etanol y mezclar con una espátula hasta obtener una pasta. Poner esta pasta en un erlenmeyer de 100 ml, añadir 1 mL de agua y 3 mL de NaOH 2N. Seguidamente añadir una disolución de 0.3 g de bisulfito sódico en 20 mL de agua y poner el erlenmeyer a calentar en un baño maría a 50 ºC. Cuando la solución está amarillo claro añadir 40 ml de agua. Caso de que haya índigo en exceso se filtra. Introducir la pieza de algodón a teñir y dejar, agitando de vez en cuando, durante 30 min a 50 ºC.

Tras ello se saca la pieza de algodón y se tiende, dejándola al aire libre durante 30 min. El ‘revelado’ puede hacerse mas rápidamente introduciendo directamente la fibra tratada en una solución de agua oxigenada.

CUESTIONES

1.- Describe brevemente los fenómenos observados.

2.- ¿Cómo se puede calcular el rendimiento de índigo si procede de la condensación de dos moléculas de 2-nitrobenzaldehido?

3.- ¿Por qué crees que el índigo es un producto tan intensamente coloreado?

4.- En el proceso de tinción, ¿por qué es necesario finalmente ‘revelar’ la pieza que se ha teñido al aire libre?

E2.- ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES

INTRODUCCIÓN

Muchos ensayos realizados en el laboratorio se hacen a escala semimicro, es decir, utilizando pequeñas cantidades de reactivos. Este método de trabajo requiere material de pequeña capacidad; el utensilio principal es el tubo de ensayo. En consecuencia, hay que habituarse a calentarlo correctamente y a utilizarlo en la filtración y centrifugación a esta escala de trabajo

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Utilización del tubo de ensayo, trabajo a escala semimicro, precipitación, centrifugación y filtración.

SEPARACION E IDENTIFICACION DE LOS CATIONES Ag+, Fe3+,  Cu2+

1.- Comportamiento frente a reactivos generales

En la tabla adjunta se resumen las reacciones de los cationes en estudio frente a tres reactivos generales (usados normalmente para separaciones). En esta primera parte debe confirmarse experimentalmente la veracidad de los resultados resumidos en la tabla. Por ello, en  cada una de las doce reacciones seleccionadas, debe seguirse el siguiente procedimiento general.

Ag+ Fe3+ Cu2+
HCl (2N)

NH3 (2N)

NaOH (2N)

¯

Sol

¯

Sol

¯

¯

Sol

Sol

¯

ESQUEMA DE SEPARACIÓN

2.- Identificación de los cationes

Reconocimiento de Ag+

El precipitado AgCl blanco sería suficiente como reconocimiento de dicho ión. La confirmación de la existencia de Ag+ puede hacerse añadiendo NH3 (2N) sobre el precipitado, ya que se produce su total disolución. La adición posterior de HCl (2N) y la obtención nuevamente de un precipitado blanco confirmará la presencia de Ag+.

 Reconocimiento de Fe+++

El precipitado de Fe(OH)3 obtenido se disuelve con unas gotas de HCl y utilizando una placa de toque se procede de la siguiente manera:

a) Se añaden unas gotas de la disolución anterior y otra de sulfocianuro potásico. La aparición de su precipitado rojo  indica la presencia de Fe+++.

b) Se añaden unas gotas de disolución anterior y otra de ferrocianuro potásico. La aparición de un  precipitado azul indica la presencia de Fe+++.

Reconocimiento de Cu2+

Sobre una tira de papel de filtro disponer una gota de cuprón (disolución en etanol del 5%) y encima otra de la disolución de Cu(NH3)42+. La obtención de una mancha de color verde claro es prueba evidente de la presencia de Cu2+.

 CUESTIONES

1.- ¿Cuándo se dice que aparece un precipitado en una disolución?
2.- ¿La centrifugación es una operación de separación o de precipitación?
3.- ¿Porque hemos utilizado tubos de centrífuga de fondo cónico y no de
fondo redondo?
4.- ¿Por qué se disuelve el precipitado de AgCl al añadir amoniaco?

E3.-LA QUÍMICA DE LA ALIMENTACIÓN

INTRODUCCIÓN

Extracción de la cafeína de bebidas de «cola»

Entre los refrescos más populares destacan los americanos.

En esta experiencia vamos a descubrir parte de su «secreto»: extrayendo la cafeína de alguna de esas bebidas que contienen cola.

REACTIVOS:

. Carbonato de sodio

. Cloruro de metileno (Diclorometano)

. Una lata de bebida de «cola»

. Papel indicador

Erlenmeyer de 500 ml

Probeta graduada

Embudo de decantación

Vaso de precipitado grande

Vaso de precipitado pequeño

Cápsula de porcelana

Vidrio de reloj

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Mide con una probeta, el contenido de media lata de una bebida cualquiera de «cola» y colócala en una matraz erlenmeyer de 500 ml.

Echa pequeñas cantidades de carbonato de sodio para neutralizar el ácido carbónico, presente en estos líquidos, hasta que cese el burbujeo u obtener reacción básica al papel indicador.

Añádele 20 ml de diclorometano y remuévelo lentamente de 5 a 7 minutos, previniendo la formación de emulsiones.

Separa, mediante un embudo de decantación, el líquido incoloro del fondo (diclorometano + cafeína) y colócalo en un vaso.

No tires lo que queda en el embudo.

Repite la operación añadiendo otros 20 ml de diclorometano al embudo, remueve lentamente y separa la fase incolora.

Júntala con la que tenéis en el vaso.

Es conveniente repetir una vez más esta operación para extraer la máxima cantidad de cafeína.

Reúne los tres extractos en el vaso.

Deja evaporar lentamente el líquido que contiene la cafeína en un vaso de agua.          Cuando solo queden unas gotas trasládalos a una cápsula de porcelana y continua evaporando lentamente hasta que quede seca (ten la precaución de retirar la cápsula del fuego tan pronto como veas desaparecer la última gota pues la cafeína sublima y la perderías).

La cafeína puede purificarse por sublimación (paso directo de sólido a gas y viceversa).

Para ello tienes que tapar la cápsula con un vidrio de reloj, enfriado con hielo, y calentar el conjunto unos minutos. Podrás observar la cafeína sólida formando pequeños cristales en forma de aguja en el vidrio de reloj.

CUESTIONES

  1. ¿La bebida con «cola» es una disolución o una suspensión?.
  2. ¿Cuáles son las distintas técnicas de separación de mezclas que has utilizado en esta experiencia?.

Cafeína:

 
Formula Molecular: C8H10N4O2

Masa molecular: 194.19

Nombre químico: 1,3,7-trimetilxantina

Propiedades:  polvo o cristal blanco. No oloroso. Sabor débilmente amargo

Identificación de la cafeína

Se puede comprobar si efectivamente el sólido cristalizado es cafeína, determinando su punto de fusión. La cafeína funde a 238ºC en su forma anhidra.

Es insoluble en éter y algo soluble en agua, alcohol, acetona y benceno.

Si se quiere cristalizar se disuelve en benceno y se hecha hexano gota a gota hasta turbidez.

          

  • Longitud de onda óptima 210 nm
  • Absorbancia/100 ng: 0.4738
  • Fase móvil: (10 mM HClO4 + 10 mM NaClO4 70%) + (CH3CN 30%)
E4.-ELECTRODEPOSICIÓN DEL COBRE

INTRODUCCIÓN:

Corrosión es un término que se aplica habitualmente para referirse al deterioro que experimentan los metales debido a un proceso electroquímico. Las reacciones electroquímicas implican una transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque ( que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox.

Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electrodeposición, produciéndose una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación (o pila).

Un ejemplo de deposición en varias capas es el del cromado de los automóviles. En el cromado, la electrodeposición consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo. En esta práctica se va a realizar un sencillo experimento de electrodeposición de cobre

OBJETIVOS:

Visualizar las reacciones electrolíticas y relacionar los productos obtenidos con las leyes de la electroquímica.

Se trata de fabricar una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación eléctrica y observar en ella la electrodeposición de una capa de cobre sobre una cucharilla de acero inoxidable, que actúa como cátodo de la celda.

FUNDAMENTO TEÓRICO

En una celda electroquímica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox. En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto su carga negativa y por esa razón es el polo positivo.

Este esquema general es válido para la electrodeposición del cobre. El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo (en nuestro caso, la cucharilla de acero inoxidable). El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu+2. Por último, el ánodo es un hilo de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre.( Véase figura adjunta.)

Electrolito: Solución de CuSO4

Objeto que se va a electrodepositar:    Cátodo (cucharilla)

La batería (o pila), al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona la oxidación de este metal:

Cu (s) ® Cu2+(aq) + 2e

Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito:

Cu2+(aq) + 2e- ® Cu(s)

De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la cucharilla.

Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo.            Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday).

MATERIAL Y REACTIVOS

Vaso de precipitados de 250 mI.

Pila comercial de 1,5V, 4,5V ó 9V

Cronómetro

Amperímetro

Cucharilla de acero inoxidable

Sulfato de cobre (II)

Ácido sulfúrico concentrado.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Coger una varilla de cobre, pesarla y atarla al polo POSITIVO de una batería o pila comercial utilizando alambre de soldadura de estaño para conectar el cobre y la pila. A continuación, coger una cucharilla de acero inoxidable limpia y seca, pesarla y atarla al polo NEGATIVO de la pila, empleando otro alambre de estaño. Preparar en un vaso de precipitados de 250 mL, una solución de sulfato de cobre (15 g en 200 mL de agua destilada) y añadir unas gotas de ácido sulfúrico concentrado. Introducir luego los dos electrodos y esperar. Cuando se observe la capa de cobre electrodepositada sobre la cucharilla, sacar ésta de la celda electrolítica y secarla en estufa a 100 °C durante l0 ó 15 minutos. Volver a pesarla. La diferencia de pesos entre la cucharilla al final de la práctica y al principio corresponderá a la cantidad de cobre electrodepositado. A partir de este dato, y conociendo el tiempo que ha durado la electrodeposición, puede calcularse la intensidad de corriente circulante en la celda.

            Nota: Para que la electrodeposición sea correcta, la corriente ha de ser del orden de mA

CUESTIONES

  1. Anotar los pesos de la cucharilla y varilla de cobre antes y después de la electrodeposición.
  2. Desarrollar los cálculos necesarios para calcular la intensidad de corriente circulante por la celda electrolítica. (comprobar con la experimental)
  3. ¿De qué manera podríamos llevar a cabo una deposición «espontánea» de cobre (sin el concurso de una fuente externa de energía) sobre otro metal? Describir el proceso y su mecanismo. ¿Qué otros ejemplos de deposiciones espontáneas de unos metales sobre otros se podrían mencionar, de acuerdo con los datos de la tabla de potenciales de reducción estándar?
E5.-OBTENCIÓN DE HIERRO METÁLICO

INTRODUCCIÓN 

El hierro es el cuarto elemento  más abundante en nuestro planeta después del oxigeno, silicio y aluminio. Es por tanto el segundo metal más abundante y el primero de los elementos de la transición. En la naturaleza lo vamos a encontrar en minerales como la hematites, la magnetita o la  limonita, en los que  se halla en forma de óxidos, la siderita, fundamentalmente formada por carbonato de hierro y la pirita, donde encontramos el hierro en forma de sulfuros.

Históricamente el hierro es conocido desde tiempos prehistóricos, y no hay ningún elemento que haya jugado un papel tan importante en el progreso del hombre. Los primeros fragmentos de hierro que se conocen son de hace unos seis mil años y proceden de meteoritos caídos a la tierra. De épocas posteriores se han encontrado muestras de fragmentos de hierro frágil y quebradizo, obtenido por reducción de minerales de hierro con carbón vegetal a baja temperatura. En esta época no se conocía la forma de fundir el hierro por falta de fuelles, con lo cual para moldearlo había que hacerlo a base de golpes. Parece ser que el hierro se fundió por primera vez en época de los Hititas en Asia Menor en el tercer milenio antes de Cristo y fue uno de los secretos mejor guardados en la historia del hombre, ya que les permitió construir armas superiores a las de bronce que en ese momento existían, y por tanto mantener una hegemonía militar y política sobre el mundo civilizado existente. Para hacerse un idea del valor del hierro en esa época solamente hay que decir que su precio superaba en cinco veces al del oro. Es sobre año 1200 a.c. cuando el imperio Hitita empieza a derrumbarse y el conocimiento de la obtención y fundición del hierro se extiende por todas las civilizaciones de la tierra y  comienza, de esta forma lo que se ha dado en llamar la Edad de Hierro que sustituyo a la del Bronce.

Otro momento importante en la historia del hierro, y por tanto del hombre, lo encontramos en el siglo XVIII, cuando en 1773 Abraham Darby desarrolló el proceso de obtención de hierro con carbón mineral (coke) y se crearon los primero altos hornos, que permitían obtener del orden de 10.000 Tm de hierro por día. Este hecho abrió las puertas a la Revolución Industrial, que es el origen  de la llamada Época Moderna en la que nos encontramos.

Por último, comentar que su símbolo y su nombre proceden del latín ferrum.

OBJETIVO

El objetivo de esta práctica es la obtención de hierro a partir de un óxido (Fe2O3), que es una forma natural de encontrar este elemento en la naturaleza. Para ello, utilizaremos aluminio en polvo, que se oxidará reduciendo al óxido de hierro en un proceso exotérmico (aluminotermia), tal y como se puede ver en los diagramas de Ellingham.

MATERIAL Y REACTIVOS

Se utilizarán los siguientes reactivos: óxido de hierro (III), aluminio y magnesio en polvo, disolución acuosa saturada de nitrato potasio, cinta de magnesio, arena y papel de filtro.

El material utilizado será el siguiente: crisoles de tierra refractaria de 6 y 10 cm de diámetro, vidrio de reloj, vaso de precipitados, pinzas de crisol, balanza y  estufa.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Se pesan 15 g de Fe2O3 y se mezclan con la cantidad correspondiente de aluminio en polvo, más un ligero exceso (un 10%), procurando que la mezcla sea lo más íntima posible. Se coloca la mezcla en un crisol de tierra refractaria de 6 cm de diámetro y se cubre con una pequeña cantidad de magnesio en polvo.

A continuación, se introduce en el centro de la masa de reacción la mecha, que consiste en una cinta de magnesio (es conveniente rasparla), envuelta en un tira de papel nitrado, preparada empapando papel de filtro en una disolución de KNO3 concentrada y secándolo en la estufa.

Posteriormente, se introduce el crisol de reacción en otro mayor y se rellena éste con arena (ver figura 1).

Figura 1

El profesor realizará las siguientes manipulaciones: Se enciende entonces la cinta de papel nitrado al aire libre. Esta reacción es muy violenta por lo que deberá apartarse convenientemente del crisol de reacción hasta tener la seguridad de que ésta ha cesado. El proceso aluminotérmico debe de realizarse protegiéndose de posibles proyecciones de partículas incandescentes, que salen del crisol a temperaturas del orden  de 2000ºC (ver figura 2). Cuando la reacción ha terminado y antes de que se enfríe el crisol, se golpea sobre el fondo, ayudándose de unas pinzas de crisol, con el fin de que el hierro obtenido se reúna en un solo régulo metálico (ver figura 3). Cuando el crisol interior esté totalmente frío, se rompe y se recoge el hierro. Se lava y se pesa.

      

Figura 2                                                                      Figura 3

Cuestiones.-

  1. Formular la reacción aluminotérmica que tiene lugar.
  2. Interpretar de los fenómenos observados durante la realización de la práctica.
  3. Calcular el número de moles utilizados en la reacción.
  4. Calcular el rendimiento de la reacción. Comentar el resultado.

5.         ¿Es posible la obtención de calcio por aluminotermia?

E6.-FORMACIÓN DE UN ESPEJO DE PLATA

INTRODUCCIÓN:

Los azúcares o carbohidratos pueden ser monosacáridos, disacáridos, trisacáridos, oligosacáridos y polisacáridos.

Los monosacáridos reaccionan de acuerdo a los grupos hidroxilo y carbonilo que poseen.

Los disacáridos y los polisacáridos se pueden hidrolizar para producir monosacáridos.

Los azúcares que dan resultados positivos con las soluciones de Tollens, Benedict ó Fehling se conocen como azúcares reductores, y todos los carbohidratos que contienen un grupo hemiacetal o hemicetal dan pruebas positivas. Los carbohidratos que solo contienen grupos acetal o cetal no dan pruebas positivas con estas soluciones y se llaman azúcares no reductores

            En nuestra practica haremos uso de esa capacidad reductora de lo azucares para la obtención de un espejo de plata.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Coloque en un recipiente (Erlenmeyer) limpio 1 ml de solución de nitrato de plata al 2.5%, agregue una gota de hidróxido de sodio al 5% y después gota a gota y con agitación una solución de hidróxido de amonio al 5% justo hasta que se disuelva el óxido de plata que precipitó, evitando cualquier exceso de NH4OH. Este reactivo debe usarse recién preparado y debe destruirse con un exceso de ácido nítrico al terminar de utilizarlo, ya que forma compuestos explosivos.

Agregue al reactivo recién preparado de 5 a 10 gotas de disolución de azúcar, agite y caliente brevemente en baño maría, sin dejar de agitar durante el calentamiento. Una vez terminada la prueba el recipiente se deberá limpiar con ácido nítrico para destruir el espejo de plata, si no se desea conservar.

MATERIALES Y REACTIVOS

1 Erlenmeyer
0.5 M glucosa Disolver 0.90 g glucosa en 10 mL de agua.
0.8 M KOH Disolver 0.45 g KOH en 10 mL de agua
0.1 M nitrato de plata Disolver 0.17 g AgNO3 en 10 mL de agua.
15 M amoniaco concentrado
Disolución activa de plata Añadir amoniaco concentrado  gota a gota a 10 mL de una disolución de nitrato de plata 0.1 M hasta que el precipitado inicial que se forma se redisuelva. Añadir 5 mL de una disolución  0.8 M KOH ; se formará un precipitado oscuro. Añadir mas amoniaco hasta que el precipitado se redisuelva. Esta disolución activa de plata debe ser usadas a las pocas horas de su preparación para evitar la formación de nitruros de plata explosivos