Conclusión

Al aplicar una corriente eléctrica mediante un par de electrodos (hilos de cobre) conectados a una fuente de alimentación de corriente, en este caso una pila y sumergidos en las dos disoluciones, estos están unidos por un hilo de lana. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como cátodo, y el conectado al negativo como ánodo. Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos son atraídos y se desplazan hacia el ánodo, mientras que los iones positivos, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo. En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose una nueva sustancia. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).por lo que la energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos se debe a la fuente de alimentación eléctrica. En conclusión lo que sucede es una reacción de oxidación-reducción, es decir, una reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.

En nuestra práctica solo nos hemos encontrado una dificultad, el cable de lana no era válido para conducir la electricidad, pero cogiendo cualquier otro material la práctica saldría perfecta.

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Descripción de la práctica:

Antes de empezar con la práctica expondremos el material utilizado:

- Vasos de precipitados (2)

- 1 pila

- Cuenta gotas 

- Hilo de cobre

- Lana 

- Celo

- Cloruro de sodio (1 mol/l)

- Disolución de hidróxido sódico (0,1 mol/l)

-Fenolftaleína 

EL objetivo de nuestra práctica es observar el fenómeno denominado electrolisis, mediante el que se fuerza una reacción, por la aplicación de una corriente eléctrica.

Una vez tenemos todos los materiales empezamos con el desarrollo de la práctica:

Comenzamos cogiendo los materiales necesarios y las sustancias para realizar las prácticas, limpiamos los recipientes y comenzamos preparando una disolución de cloruro de sodio en agua de una concentración aproximada de 1 mol/L. Llenamos el vaso de precipitados de agua por la mitad (80mL)
Para calcular la concentración necesitamos ciertos cálculos:

• 1mol/L    C=n/v;  n=0.1x1=0.1 mol
• n=m/M;  0.1=m/M;  0.1=m/58.5;  m=58.5x0.1=5.85 g de cloruro de sodio.
• masa molar= 23+35.5= 58.5

Seguidamente cogemos el vaso de precipitados y echamos los 5.85 g de cloruro de sodio y disolvemos bien la mezcla con la varilla de agitar.

Esta disolución la repartimos en dos vasos de precipitados, con la misma cantidad. 

En uno de estos vasos echamos varias gotas de Fenolftaleína (H2O4) para observar su acidez, su color no varía.

En el segundo vaso echamos una gota de NaOH y lo agitamos bien con la varilla, observando que cambia su color a rosa. 

Cogemos dos trozos de cable o hilo de cobre, los pelamos por sus dos extremos. Un extremo de cada cable lo unimos a la pila, pegándolo bien con celo para que la energía pase por los dos vasos de precipitados. El otro extremo de los cables lo metemos, cada uno, en un vaso de precipitados. 

Al mismo tiempo cogemos un trozo de lana y lo mojamos bien en la disolución de NaCL y metemos un extremo en cada vaso de precipitados, quedando de tal forma:

Al no producirse la reacción nos ayudamos de la varilla, pero esta sigue sin reaccionar, probamos a echar más NaCl porque cuanta más sal echemos más rápido se produce la reacción porque conduce más rápido la electricidad. Al final nos damos cuenta que no funciona porque la lana no era la adecuada.

Lo probamos de nuevo introduciendo ambos cables en el mismo vaso de precipitados. Y por último observamos que en el vaso negativo hace más efecto la reacción surgiendo burbujas, esas burbujas son el hidrógeno que se desprende.

Una vez acabado la práctica, lavamos y secamos bien todos los materiales y recogemos la mesa de trabajo.

Práctica 3. Electrolisis del agua.

Introducción teórica:

La electrólisis o electrolisis es un método de separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad: se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguido de diversos efectos o reacciones secundarios según los casos concretos. 
Electrólisis procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que quiere decir rotura. 

El proceso electrolítico (de sales en disolución) consiste en lo siguiente. Se disuelve una sustancia en un determinado disolvente, con el fin de que los iones que constituyen dicha sustancia estén presentes en la disolución. Posteriormente se aplica una corriente eléctrica a un par de electrodos conductores colocados en la disolución. El electrodo cargado negativamente se conoce como cátodo (en nuestro caso en la que se desprende hidrógeno e hidroxilo), y el cargado positivamente como ánodo (en nuestro caso, en la que se produce oxígeno e hidrógeno) . Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo. La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos, proviene de una fuente de poder eléctrica que mantiene la diferencia de potencial en los electrodos. 

En los electrodos, los electrones son absorbidos o emitidos por los iones, formando concentraciones de los elementos o compuestos deseados. Por ejemplo, en la electrólisis del agua, se forma hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo. Esto fue descubierto en 1820 por el físico y químico inglés Michael Faraday. 

La electrólisis no depende de la transferencia de calor, aunque éste puede ser producido en un proceso electrolítico, por tanto, la eficiencia del proceso puede ser cercana al 100%.

ü  Aplicaciones de la Electrolisis

§  Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio.

§  Producción de hidróxido de sodio, ácido clorhídrico, clorato de sodio y clorato de potasio.

§  Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc.

§  La electrólisis de una solución salina permite producir hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas.

§  La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro e hidrógeno puro.
La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión.
La galvanoplastía, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal.

Electrolisis del agua: 

Para ampliar:

 https://www.youtube.com/watch?v=d9YiX5dY86Y

Conclusión:

En esta práctica hemos observado que es bastante complicado filtrar una disolución, con el papel de filtro, no es posible extraerle todo el agua simplemente con el papel de filtro, la mejor solución es utilizar hornos u otros métodos para filtrar, la solución final nos quedaba con una textura como mojada precisamente por eso.

Una vez más....

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Descripción de la práctica:

Antes de comenzar la práctica vamos a conocer el material que utilizaremos:

• Balanza.
• Vidrio de reloj.
• Vasos de precipitados.
• Probetas graduadas.
• Agitador.
• Embudo.
• Papel de filtro.
• Pipeta.
• Disolución de hidróxido de sodio.
• Sulfato de cobre (III) pentahidratado (Sulfato de cobre II más agua)

Primera parte de la práctica:

Ahora que tenemos todo lo necesario, lo primero que vamos a hacer es preparar 50mL disolución de concentración 0,1mol/L de sulfato de cobre pentahidratado.*

Para ello necesitamos calcular la masa de la disolución y después de los cálculos nos da 1,52g , y seguidamente cogemos el vidrio de reloj, lo lavamos y en la balanza pesamos el sulfato de cobre, de color azul y pesa, 1.25 g.

Seguidamente cogemos dos vasos de precipitados, los lavamos y en un vaso echamos agua junto al sulfato de cobre y lo disolvemos con ayuda del agitador.
Después cogemos una probeta graduada y echamos la disolución preparada anteriormente, del sulfato de cobre y agua, si no llega a la marca de 50mL, enrasamos hasta llegar a la marca deseada.

Segunda parte de la práctica:

Echamos los 50mL de la disolución de sulfato de cobre más agua que tenemos en la probeta en un vaso de precipitados y lavamos la probeta.
Con la probeta limpia, echamos en ella 100mL de sosa caustica o hidróxido de sodio.
Preparamos el material para filtrar, colocamos un embudo encima de un matraz, encima de ese embudo colocamos el papel de filtro, de tal manera que queda así:

A continuación mezclamos la disolución de sulfato de cobre con el hidróxido de sodio, en un vaso de precipitados. Y ese vaso lo volcamos en el matraz que tiene preparado el embudo y el papel de filtro.
Se va filtrando muy poco a poco.

Cuando se haya filtrado del todo, quedará un sólido de color azul, que pesará 1.52 gramos, aun que en este caso al pesarlo en la balanza pesa más de lo esperado (1,52 g) porque no se a secado del todo ya que hemos echo la disolución mas agua.

Por último lavamos todos los materiales y limpiamos la mesa de trabajo.

*Cálculos utilizados para esta reacción:

CuSO4 + 2NaOH        -      Cu(OH)2 +Na2SO4
50ml          100mL                m=1,52g
c=0,1mol/L c=0,1mol/L 

• Mcu(oh)= 1,25 g . (1 mol/139g).(1mol/1mol).(9,75g/1mol)= 0,76 g de Cu(OH)2 a partir de CuSO4

•  Mcu(oh)= 0,12 g . (0,1 mol/1L).(1mol/2mol).(9,75g/1mol)= 0,4875 g de Cu(OH)2 a partir de 100 mL de NaOH

•  Mcu(oh)= 0,05 g . (0,1 mol/1L).(1mol/2mol).(9,75g/1mol)= 0,4875 g de Cu(OH)2 a partir de una disolución de CuSO4 en agua.

Práctica 2. Reacciones químicas.

Introducción teórica:

Antes de empezar con la segunda práctica de este blog debemos tener tres conceptos básicos:

1. Las reacciones químicas son procesos de cambio de unas sustancias en otras.
2. Una disolución acuosa es un proceso que involucra dos disolventes y el mayor de esos componentes es el agua.
3. Una reacción de precipitación consisten en la formación de un compuesto no soluble, llamado precipitado, producido al mezclar dos disoluciones diferentes.

En esta práctica prepararemos una disolución acuosa de una sal y observaremos una reacción de precipitación.