DÍA DE LA CIENCIA: REACCIONES QUÍMICAS II

El pasado 17 de abril se celebró en el Colegio Base el Día de la Ciencia, un evento en el cual cada curso preparó una serie de actividades científicas, con la finalidad común de compartir las experiencias con el resto de compañeros del colegio. Dentro de la asignatura de Física y Química, nuestro grupo decidió realizar experimentos de reacciones químicas.

INVESTIGACIÓN PREVIA

Lo primero que hemos hecho ha sido familiarizarnos con el tema de las reacciones químicas leyendo los contenidos del tema 11 de nuestro libro de texto.

CONTENIDO CIENTÍFICO

-LOS ÁCIDOS Y LAS BASES

Los ácidos y bases son sustancias fundamentales para la industria química. Tanto lo son, que el nivel de desarrollo industrial y económico de un país es comprobado por la cantidad de ácido sulfúrico que se produce y consume por habitante y año.

-TEORÍA DE ARRHENIUS

El químico sueco Svante Arrhenius publicó su teoría sobre la ionización electrolítica, y ésta se definía en los siguientes principios:

1. Las moléculas de los electrolitos en una disolución acuosa se disocian y forman iones positivos y negativos.
2. La cantidad de cargas positivas que poseen los cationes (iones de carga positiva) es igual al número de cargas negativas aportadas por los aniones (iones de carga negativa), por lo que la disolución es neutra.
3. Las moléculas y los iones se encuentran en estado equilibrio.

Arrehnius propuso la siguiente definición iónica de ácido, basándose en que todos los ácidos tienen hidrógeno y solamente muestran sus propiedades características cuando están disueltos en agua:

• Ácido: Toda sustancia que en disolución acuosa produce iones hidrógeno (H+), llamados normalmente protones.

La definición de base se basó en que el ion hidroxilo (OH-) es el que determina las características de las bases: 

• Base: Toda sustancia que en una solución acuosa se disocia, dando lugar a iones de hidroxilo (OH-).

-ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES
Un ácido puede ser fuerte o débil dependiendo de el grado de disociación que adquiere en una una disolución acuosa.

• Ácido fuerte: Ácido que queda completamente disociado en disoluciones diluidas.
• Ácido débil: Ácido que está parcialmente disociado, es decir, que tiene numerosas moléculas sin disociar, por lo que no desprenden en disolución todos los hidrógenos (protones) que poseen.

-CONCEPTO DE pH

La cantidad de iones es H+ es inversamente proporcional a la cantidad de iones OH- en una disolución. Sabiendo esto, podemos medir el grado de acidez o de basicidad de una sustancia en disolución utilizando el concepto de pH. El pH es una escala que permite expresar la concentración de iones H+ en disoluciones tanto ácidas como básicas. La neutralidad en esta escala (no es ni ácido ni básico) equivale a 7 e implica que existe en la disolución el mismo número de H+ que de OH-. Si una disolución es ácida, predominan los iones H+ sobre los OH-, y su pH<7, y si una disolución es básica, predominan los iones OH- sobre los H+, y su pH>7.

Son las reacciones que se dan entre un ácido y una base. Si las propiedades de los ácidos y las bases en una disolución acuosa son las debidas, según la teoría de Arrhenius, a los iones H+ y OH-, las reacciones de neutralización en que ambas sustancias pierden sus propiedades, resultarán en la combinación de dichos iones para formar moléculas de agua:

H+ + OH- → H2O

Por regla general, en las reacciones de neutralización se suele obtener sal y agua:

Ácido + base→ Sal (NaCl)+ Agua (H2O)

Ejemplos:

NCl + NaOH→ NaCl + H2O

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaS04 + 2H2O

El equilibrio ácido-base es importante debido a que de él depende la salud de nuestro organismo. El sistema circulatorio se realiza en un medio ligeramente alcalino (básico) y las funciones digestivas se dan en un medio de alta acidez. El jugo gástrico segregado por el estómago contiene ácido clorhídrico (ácido fuerte) y su función es digerir los alimentos ingeridos y activar algunas enzimas digestivas. La ingesta de alimentos activa la secreción de H+, con el objetivo de regular el exceso de ácido, mediante el bicarbonato de sodio que se origina en el plasma sanguíneo y llega al estómago irrigado por las células de la mucosa estomacal.

• Reacciones de oxidación-reducción

• REACCIONES DE OXIDACIÓN

Reacciones como éstas se dan en la combustión de carbones, maderas, aceites, alcoholes, grasas y petróleo (con el objetivo de calentar o dar luz), en la corrosión de las superficies de los metales y el estropeo de alimentos, que los hace incomestibles. Recibe el nombre de oxidación de una sustancia, toda reacción química en la que la sustancia gana oxígeno, por ello oxidación significa ganar oxígeno.

Sustancia + O2 → Óxido

Ejemplos:

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

C + O2 → CO2

4Na + O2 → 2Na2O

En estas reacciones químicas el hierro, el carbono y el sodio se oxidan debido a que aumenta su contenido en oxígeno.

• REACCIONES DE REDUCCIÓN

Se trata del proceso inverso a la oxidación debido a que se trata de la reacción que tiene lugar cuando se calientan con carbón los hierros oxidados. El metal que se obtenía era hierro sin oxidar. La reacción de reducción se trata, por tanto, de la reacción que se da cuando se le extrae a un compuesto el oxígeno. Cuando se le quita oxígeno un compuesto se produce una reducción en su peso, y por ello a la pérdida de oxígeno de un compuesto se le denominó como reducción. 

Ejemplos:

CuO + H2→ Cu + H2O

FeO + C → Fe + CO

Mientras que el CuO y el FeO se reducen, debido a que pierden el oxígeno que tenían, el hidrógeno y el carbono se oxidan a su costa, debido a que ganan oxígeno.

De esta manera los químicos se percataron de que las reacciones de reducción y oxidación son fenómenos simultáneos, a los que globalmente se les denomina como reacciones redox. Esto se debe a que la materia no se destruye y cuando un compuesto pierde oxígeno otro lo gana, es decir, ese oxígeno no desaparece.

• Agentes oxidantes: Son los compuestos causantes de la oxidación que tiene lugar en otros compuestos. Ejemplos: CuO y FeO.
• Agentes reductores: Son los compuestos causantes de la reducción que tiene lugar en otros compuestos. Ejemplos: H2 y C.

Si consideramos la reducción y la oxidación como transferencias de electrones los definiríamos de la siguiente forma:

Oxidación→ reacción en la que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones.

Reducción→ reacción en la que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones.La reacción que sufre el azufre con el cinc para dar sulfuro de cinc es un proceso de oxidación-reacción.

Zn + S → ZnS

El cinc se oxida: Zn→ Zn2+ + 2e-

El azufre se reduce: S + 2e- → S 2-

Reacción total: Zn + S→ ZnS

• REACCIONES DE COMBUSTIÓN

La combustión es una oxidación rápida de ciertas sustancias, llamadas combustibles, que desprenden una gran cantidad en forma de luz y calor. Se tratan de reacciones muy exotérmicas. Para que se produzca una combustión, aparte de un combustible se necesita otra sustancia que actúa como agente oxidante, llamada comburente.

Ejemplos:

2H2 + O2 → 2H2O+ calor

C + O2 → CO2 + calor

2C4H10 + 13O2→ 10H2O + 8CO2 + calor

Los combustibles no arden a cualquier temperatura, pues ésta debe elevarse hasta alcanzar el punto de inflamación o de ignición, a partir del cual la sustancia combustible arderá.

Además de informarnos de la parte científica haciendo uso de nuestro libro de texto, también buscamos posibles experimentos que podíamos llevar a cabo en las siguientes páginas web:

• http://ciencianet.com/acidobase.html
• http://www.cientec.or.cr/ciencias/experimentos/quimica.html
• http://www.cientec.or.cr/ciencias/experimentos.html
• http://www.iestiemposmodernos.com/diverciencia/la_qc/qc_marco.htm

 OBJETIVO

El objetivo principal que perseguimos con la realización de experimentos relacionados con reacciones químicas y acercar a los alumnos del colegio que desconocen el concepto de bases, ácidos y reacciones químicas de neutralización, oxidación, combustión,... a estos conceptos de una manera experimental, visual, interactiva y sencilla.

EXPERIMENTOS

EXTINTOR CASERO

-MATERIALES:

• Bicarbonato de sodio envuelto en una servilleta de papel 
• Un tapón de corcho perforado/plasticina
• Una pajita para beber
• Una botella de tamaño preferiblemente pequeño
• Vinagre
• Hilo/cuerda

-PREPARACIÓN:

1. Poner cuatro cucharadas de bicarbonato en la servilleta de papel y cerrarla con un hilo de modo que la apariencia sea de una bolsita colgada de un hilo.
2. Introducir 5 cucharadas de vinagre en la botella. 
3. Suspender la bolsita de bicarbonato dentro de la botella de forma que quede colgando (con una parte del hilo fuera) y no toque el vinagre.
4. Coger el corcho o plasticina y colocarla pajilla en la boca de la botella.

-PROCEDIMIENTO:

• Agitar la botella, tapando con el dedo la pajilla y sujetando la botella al mismo tiempo, para mezclar el bicarbonato con el vinagre (sin destapar la pajita). Quitar el dedo y proyectar el gas que sale de la botella sobre una vela encendida, para extinguir su llama.

-EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO
La reacción entre el bicarbonato de sodio y el vinagre forma dióxido de carbono que llena el recipiente y sale por la pajilla, pero crea mucha tensión. Como es más pesado que el aire, al enfrentar la vela encendida expulsa el oxígeno. Sin oxígeno la llama se apaga.

TEST INDICADOR DE PH

• MATERIALES:

• Agua
• Extracto de lombarda
• Unas gotas de amoniaco
• Pajita
• Vinagre

• PROCEDIMIENTO:

1. Mezclar agua con extracto de lombarda y unas gotas de amoniaco.
2. Soplar con una pajita y observar lo que ocurre.
3. Añadir vinagre y observar de nuevo lo que ocurre.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

Al soplar con la pajita, estamos añadiendo CO2 a la disolución, y al hacerlo vemos que ésta pasa de un color verde esmeralda a azul oscuro. Haciendo esto estamos formando ácido carbónico (H2CO3) cuando el CO2 entra en contacto con el agua, y este ácido es neutralizado por el amoniaco. Cuando le añadimos a la disolución vinagre el color de ésta se vuelve rojo y adquiere un pH ácido.

LLUVIA ÁCIDA

La lluvia ácida es la consecuencia de las combustiones. El agua de la lluvia normal es ligeramente ácida, pues tiene un pH de 6’2, debido a la formación de ácido carbónico (H2CO3), producto de la reacción del CO2 del aire con el agua de la lluvia. Cuando el aire tiene altas concentraciones de SO2 y NO2, al combinarse con el agua de lluvia se forman dos ácidos muy fuertes, el ácido sulfúrico y el ácido nítrico. Cuando esto ocurre el agua de lluvia puede tener un carácter fuertemente ácido, pues su pH puede ser de aproximadamente 3. El SO2  se origina en la combustión de azufre. Este elemento se encuentra en el carbón y en el petróleo sin refinar. El NO2 se forma cuando las altas temperaturas de las cámaras de combustión de los motores provocan que el nitrógeno y el oxígeno se combinen.

• MATERIALES:

• Agua
• Extracto de lombarda
• Tira de papel de cocina
• Cerilla

• PROCEDIMIENTO

1. Preparar una disolución de extracto de lombarda en agua.
2. Impregnar una tira de papel de cocina con esta disolución.
3. Acercar una cerilla inmediatamente después de encenderla a la tira de papel.
4. Observar lo sucedido.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

Debemos decir que el color rojo obtenido es ácido y preguntar si ello se puede deber al dióxido de carbono expulsado por la cerilla. Si algún espectador dice que sí porque el dióxido de carbono en contacto con el agua crea ácido carbónico les diremos que es verdad que el agua en contacto con el dióxido de carbono crea ácido carbónico, pero que esa esa disolución no es suficientemente ácida para crear el color rojo. Esto lo podemos comprobar dejando arder un poco la cerilla antes de colocarla cerca del papel, pues veremos que no se vuelve rojo. La verdadera razón por la que el papel se torna de color rojo está en el dióxido de azufre (S02) que se forma cuando la cerilla se inflama. Esto sucede por la presencia de azufre entre otros productos en la cabeza de la cerilla para favorecer la ignición de ésta. El dióxido de azufre en contacto con el agua crea ácido sulfuroso (H2SO3), que resulta más ácido que el ácido carbónico.

Finalmente explicaremos que en la verdadera lluvia ácida el dióxido de azufre proviene de la combustión de derivados del petróleo.

LANZACOHETES DE VINAGRE

• MATERIALES

• Corcho para tapar una botella
• Tachuelas
• Cintas de papel
• ½ taza de agua
• ½ taza de vinagre
• Bicarbonato de sodio
• Trozo de papel absorbente

• PROCEDIMIENTOS

1. Poner una cucharada de bicarbonato de sodio dentro del trozo de papel absorbente.
2. Añadirle al corcho utilizando las tachuelas, unas tiras de papel.
3. Poner agua y vinagre en la botella.
4. Meter el trozo de papel con la cucharada de bicarbonato de sodio dentro de la botella.
5. Observar como el corcho es lanzado hacia arriba.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

El bicarbonato de sodio reacciona con el vinagre creando dióxido de carbono, que hace que la presión dentro de la botella crezca hasta que el corcho salga disparado.

AGUA MORADA

• MATERIALES

• Pila de corriente continua
• Dos cables de conexión
• Dos electrodos
• Vaso de precipitados
• Espátula
• Agua
• Sal común
• Fenolftaleína.

• PROCEDIMIENTO

1. Preparar una disolución de sal en agua y añadirle unas gotas de fenolftaleína.
2. Conectar la pila y los electrodos e introducir cada electrodo en la disolución.
3. Observar lo que ocurre.

• EXPLICACIÓN CIENTÍFICA DEL EXPERIMENTO

Alrededor del electrodo conectado al polo negativo de la pila, la disolución adquiere un color morado y esto es debido a la electrólisis de la sal disuelta. En el electrodo del polo negativo se forma hidrógeno gaseos y OH- (oxhidrilo negativo), que generan en la zona un pH básico en la disolución.

PREPARACIÓN PARA EL DÍA DE LA CIENCIA

Para prepararnos para la escenificación de los experimentos que elegimos, fuimos al laboratorio de Biología y realizamos los experimentos de "Test de respiración", "Lluvia ácida" y "Agua morada" y los practicamos en repetidas ocasiones para asegurarnos de que éramos capaces de ejecutarlos casi a la perfección. El resto de experimentos (Lanzacohetes de vinagre y Extintor casero) decidimos eliminarlos de nuestro espectáculo porque requerían más tiempo y quizá no eran tan llamativos ni tan interesantes como los otros tres.

TEST DE RESPIRACIÓN

En el caso del "Test de respiración", no tardamos mucho en darnos cuenta que la parte del experimento en la que tratamos de convertir la disolución en ácido carbónico añadiéndole dióxido de carbono de nuestra expiración, no iba a funcionar debido a que debíamos realizar una continuada exhalación con una pajita sobre la disolución y no surtía resultado. Finalmente decidimos que durante el espectáculo les preguntaríamos a los visitantes de nuestro stand que si conocían lo que era el pH y les explicaríamos las diferentes reacciones químicas que tenían lugar en cada paso del experimento.

GUIÓN DE EJECUCIÓN

Vamos a realizar un experimento para determinar el pH de diferentes disoluciones. ¿Sabéis lo que es el pH?
(Enseñar el extracto de lombarda) Esto es un indicador de pH y lo hemos obtenido hirviendo una lombarda.
(Añadirle unas gotas de amoniaco y agitar ligeramente la solución). ¿Alguno de vosotros sabe lo que es el pH, y para qué nos sirve?
En caso de que nadie lo sepa, explicamos que el pH es un indicador en forma de escala, de iones H+ y OH- en una disolución, o de manera que lo entiendan mejor, les decimos que indica la basicid ad o acidez de una disolución. Les explicamos que cuando se le añade un indicador de pH a una disolución y ésta se torna de un color rojizo, ello implica que es ácida, si se torna de un color verde, indica que su pH es neutro (7), y si se vuelve de un color azulada, es una disolución de pH básico, también llamado alcalino.
Al añadirle amoniaco al extracto de lombarda y removerla se torna la disolución de un color verde esmeralda. Una vez ocurre esto, les decimos que ello se debe a que el pH de la disolución es neutro dado que se ha dado una reacción de neutralización.
(Añadirle unas gotas de vinagre y agitar) ¿Qué creéis que va a ocurrir? Es posible que alguien deduzca que se volverá de color rojo ya que antes se neutralizó, es decir, se volvió de color verde. Sin embargo, en el caso de que nadie lo sepa, explicaremos que se tornará de un color rojizo, ya que el vinagre es un ácido, y por lo tanto tiene un pH ácido. El vinagre contiene como componente principal ácido acético.
A continuación vamos a realizar otro experimento en el que vamos a demostrar la electrolisis del agua. Echaremos cloruro sódico (NaCl) en una disolución de fenolftaleína (indicador de pH) en agua y pondremos una batería con ambos polos sumergidos en la disolución. Cuando la disolución adquiera un color rosáceo/violáceo, preguntaremos si alguien sabe qué ha ocurrido con el cloruro sódico. Explicaremos que estando la sal formada por enlaces iónicos que al introducirse en una solución acuosa, se separa en iones positivos (Na+) e iones negativos (Cl-). Los iones de sodio positivos se van a un polo y los iones de cloro se van al polo contrario. En este proceso se libera hidrógeno, y se crea un efecto efervescente acompañado de la teñido de la disolución.

Por último, enseñaremos el ácido que se forma en la lluvia ácida acercando una cerilla a un papel de cocina humedecido con extracto de lombarda. En un principio acercaremos la cerilla prendida, segundos después de que sea encendida y veremos que el papel apenas cambia de color a uno más rojizo que indica que se ha creado un ácido. Luego, acercaremos la cerilla al papel nada más ésta ha sido prendida, y entonces se verá que el papel se torna de un color rojo. Preguntaremos a qué se debe esto y les explicaremos que con el dióxido de carbono que se libera al prender la cerilla en el primer caso, crea ácido carbónico en contacto con el agua que hay en el papel, pero éste ácido no es suficientemente fuerte como para crear un color rojizo en el indicador de pH. Lo que ocurre al acercar la cerilla nada más ha sido prendida, es que se añade también azufre al conjunto de reactivos. El dióxido de azufre en contacto con el agua (H2O) crea ácido sulfuroso, que es el componente principal de la lluvia ácida, y es más fuerte como ácido que el ácido carbónico, y que deja un color más rojizo que el ácido carbónico que se creaba en la primera parte del experimento.

DESARROLLO DEL DÍA DE LA CIENCIA Y OPINIÓN GENERAL

Durante el Día de la Ciencia, fuimos capaces de desarrollar nuestro guion al final con éxito, a pesar de que al principio nos encontramos con falta de materiales y ello nos hizo estresarnos un poco inicialmente. Conforme fuimos repitiendo los experimentos, nos empezaron a salir las explicaciones con más facilidad, y encontramos que el experimento de la ionización de la sal y la electrolisis, fue recibido bien pero, en ocasiones nos costó más explicarlo y hacernos entender.

En general, disfrutamos mucho tanto de este día como de la preparación para el mismo, pues haciendo los experimentos y desarrollando la base teórica de estos, empezamos a tratar aspectos de la química que desconocíamos, y que profundizamos posteriormente tras este día.  

Quizá lo que nos pareció mejorable, a las que íbamos a biología, era que tuviéramos que compaginar física y biología a la vez, pues ello se hizo muy agobiante, pero por lo demás fue una experiencia única de la que sacamos muchísimos aspectos positivos, y que sin lugar a dudas, queremos volver a repetir.

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