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EXPERIENCIAS ENTRETENIDAS EN CASA
¡Atención, velocidad! experimentos químicos
Experiencias divertidas en casa / experimentos de quimica para niños En la ciencia química hay un área especial que estudia las velocidades y los mecanismos de varias reacciones: la cinética química. Aunque la teoría química puede explicar muchas cosas, todavía no es posible predecir teóricamente la velocidad de ninguna reacción. Se estudia experimentalmente, en el laboratorio, y luego se desarrollan formas de cambiar esta velocidad. Hay bastantes reacciones que son importantes para la industria que son demasiado lentas, es necesario poder acelerarlas. Otras reacciones, por el contrario, tienen que ser inhibidas porque son dañinas. En resumen, la cinética química es una ciencia experimental. La validez de sus leyes puede verificarse mediante unos pocos experimentos sencillos. Para empezar, asegurémonos de que la velocidad de la misma reacción realmente pueda cambiar, y de manera bastante significativa. (Sin embargo, esto se puede suponer sobre la base no de la química, sino de la experiencia de la vida; por ejemplo, los alimentos en el frío se deterioran más lentamente que en el calor, porque a diferentes temperaturas las mismas reacciones bioquímicas proceden a diferentes velocidades). Para comprobar, repita el experimento del capítulo "reloj quimico", pero cambie esta vez no las concentraciones de sustancias (esto ya le resulta familiar), sino la temperatura. Si ambas soluciones iniciales, sulfato de sodio y yodato de potasio con ácido sulfúrico, se vierten en agua helada, entonces el tiempo antes de que aparezca un color azul será notablemente más largo que cuando se usa agua tibia. Tenga en cuenta que en agua muy caliente el color no aparece en absoluto, ya que el compuesto coloreado de yodo con almidón es inestable. Entonces, lo descubrió por experiencia: cuanto mayor es la concentración y la temperatura, más rápida es la reacción. Pero algunas reacciones a primera vista parecen ser una excepción a la regla. Aquí hay un ejemplo. Vierta ácido acético en un tubo de ensayo a una altura de 1-2 cm y deje caer algunas piezas de zinc en él. El zinc debe limpiarse primero sumergiéndolo durante veinte segundos en una solución de ácido clorhídrico y enjuagándolo con agua. El ácido acético es débil y el zinc se disuelve muy lentamente; apenas se liberan burbujas de hidrógeno. ¿Cómo acelerar la reacción? Calienta la solución. Bien. ¿No es posible de otra manera? Hagámoslo: poco a poco iremos añadiendo agua limpia a la probeta, mezclando bien cada vez. Mantenga una estrecha vigilancia sobre las burbujas. Una cosa asombrosa: el ácido ya está diluido a la mitad, tres veces, y la reacción, en lugar de ralentizarse, ¡va cada vez más rápido! Si coloca esta experiencia en el círculo, reemplace el zinc con un pequeño trozo de virutas de magnesio y no lo procese con nada. Con ácido acético diluido, el magnesio reacciona aún más vigorosamente que el zinc. Tal "excepción" a la regla se vuelve clara si la estudias bien. Nuestra experiencia con ácido acético se explica a continuación. La velocidad a la que reacciona el zinc o el magnesio con un ácido depende de la concentración de iones de hidrógeno en la solución. Estos iones se forman cuando cualquier ácido se disuelve en agua. Pero cuando el agua escasea, el ácido acético débil se encuentra en solución casi exclusivamente en forma de moléculas no disociadas. A medida que se diluye con agua, más y más moléculas de ácido acético se descomponen en iones y la reacción avanza más rápido. Pero si agrega demasiada agua, la reacción se ralentizará nuevamente, por una razón diferente: debido a la fuerte dilución, la concentración de iones de hidrógeno disminuirá nuevamente. El ácido acético al 15% reacciona más rápidamente con el zinc. Por supuesto, hemos analizado este experimento de ninguna manera para simplemente mostrar cuán inusuales pueden ser las transformaciones químicas. Queríamos llamar su atención sobre esto: para controlar la velocidad de una reacción, debe saber cómo va. Cualquier reacción comienza con el hecho de que las moléculas de las sustancias chocan entre sí. A ver cómo empieza la reacción.
Tome un tubo de vidrio no muy ancho de varias decenas de centímetros de largo y levante dos corchos. Desde el interior hacia el tubo, inserte una pequeña varilla de vidrio en ambos corchos y envuélvalos con un trozo de algodón. Humedezca una pieza con unas gotas de ácido clorhídrico concentrado y la otra con una solución concentrada de amoníaco. Al mismo tiempo, inserte los tapones con algodón en el tubo desde ambos extremos. Después de unos minutos, dependiendo de la longitud del tubo, en él, más cerca del algodón con ácido clorhídrico, aparecerá un anillo blanco de cloruro de amonio NH.4Cl. Por lo general, durante las reacciones químicas, la mezcla se agita para acelerar el proceso. Deliberadamente no hicimos esto y ni siquiera tratamos de ayudar a que las moléculas se encontraran, se movían solas. Este movimiento independiente de moléculas en uno u otro medio se llama difusión. Al evaporarse del algodón, las moléculas de ambas sustancias experimentaron miles de millones de colisiones por segundo con las moléculas de aire y entre sí. Y aunque la velocidad de las moléculas es muy alta, se calcula en cientos de metros por segundo, a 0 °C y presión normal, el camino libre, es decir, la distancia que una molécula logra recorrer de una colisión a otra, es solo de unos 0,0001 mm para estas sustancias. Por eso el amoníaco y el cloruro de hidrógeno (del ácido clorhídrico) se movieron tan lentamente en el tubo. Con la misma lentitud, una sustancia olorosa se esparce por una habitación con aire en calma. Pero, ¿por qué no apareció el anillo blanco en el medio del tubo? Debido a que las moléculas de amoníaco son más pequeñas, se mueven más rápido por el aire. Si se bombea aire fuera del tubo, las moléculas de amoníaco y cloruro de hidrógeno se encontrarán en una fracción de segundo: el camino libre medio de las moléculas aumentará significativamente. Le recomendamos que investigue un poco por su cuenta para descubrir cómo la gravedad y la temperatura afectan la difusión. Para hacer esto, coloque el tubo vertical y oblicuamente, y también caliente partes individuales (incluido el lugar donde se asienta el cloruro de amonio). Trate de sacar sus propias conclusiones. Pasemos de los gases a los líquidos. En ellos, la difusión procede aún más lentamente. Vamos a comprobarlo experimentalmente. En una placa de vidrio lisa y limpia, deje caer unas gotas de tres líquidos uno al lado del otro: en el medio, agua, a los lados, soluciones de soda y ácido clorhídrico. Los líquidos antes del inicio del experimento no deben entrar en contacto. Luego, con mucho cuidado, evitando revolver, combine las soluciones con un palito. Debería liberarse dióxido de carbono, pero esto no sucederá de inmediato. Y cuando el gas comience a liberarse, sus burbujas se ubicarán a lo largo del límite que separa las áreas de difusión de ácido y soda. En lugar de soda y ácido, puede tomar dos sustancias solubles en agua que, cuando se mezclan, se colorean o precipitan. Sin embargo, en tales experimentos es difícil evitar flujos de líquido que distorsionen la imagen, por lo que es mejor realizar experimentos en soluciones espesas. Y puedes espesarlos con gelatina. Prepare una solución de gelatina al 4% sumergiéndola en agua caliente (¡no la hierva!). Vierta la solución caliente en un tubo de ensayo y, cuando se enfríe, inserte rápidamente, con un solo movimiento, un cristal de permanganato de potasio, sulfato de cobre u otra sustancia de color brillante y soluble en agua en el centro del tubo de ensayo con pinzas. Retire las pinzas inmediatamente con un movimiento cuidadoso pero rápido. En unas pocas horas, se puede observar un patrón de difusión muy hermoso. El soluto se propaga en todas las direcciones a la misma velocidad, formando una esfera coloreada. Con una solución espesa, puedes poner otro experimento. Vierta la solución de gelatina caliente en dos tubos de ensayo y agregue un poco de solución alcalina a uno y fenolftaleína al otro. Cuando el contenido de los tubos de ensayo se endurezca, inserte rápidamente con unas pinzas un trozo de una tableta de fenolftaleína en el centro del primer tubo de ensayo y un trozo de ceniza de soda en el centro del segundo. En ambos casos, aparecerá un color carmesí. Pero tenga en cuenta: en el segundo tubo de ensayo, el color se propaga mucho más rápido. Los iones de hidróxido formados durante la disociación del álcali son mucho más pequeños y livianos que la molécula orgánica compleja de fenolftaleína y, por lo tanto, se mueven más rápido en solución. Ahora pasemos a los sólidos. En las reacciones entre ellos (o entre un sólido y un líquido o gas), las moléculas pueden chocar solo en la superficie. Cuanto mayor sea la interfaz, más rápida será la reacción. Asegurémonos de esto. El hierro no se quema en el aire. Sin embargo, esto es cierto solo para objetos de hierro. Por ejemplo, las uñas tienen una pequeña superficie de contacto con el aire, la reacción de oxidación es demasiado lenta. Las limaduras de hierro reaccionan con el oxígeno mucho más rápido: en el frío se oxidan antes y en una llama pueden incendiarse. Los granos más pequeños pueden estallar sin calentarse en absoluto. Tal hierro se llama pirofórico. No se puede cepillar ni con la lima más pequeña, por lo que se obtiene químicamente, por ejemplo, descomponiendo la sal del ácido oxálico - oxalato de hierro. Mezcle soluciones acuosas de alguna sal ferrosa, como sulfato ferroso, y ácido oxálico o su sal soluble. Filtre el precipitado amarillo de oxalato de hierro y llene el tubo de ensayo con no más de una quinta parte del volumen. Caliente la sustancia en la llama del mechero, mientras sostiene el tubo de ensayo horizontalmente o ligeramente inclinado, con el orificio hacia abajo y lejos de usted. Retire las gotas de agua que salen con un papel de filtro o algodón. Cuando el oxalato se haya descompuesto y convertido en un polvo negro, cierre el vial y refrigérelo. Poco a poco y con mucho cuidado, vierta el contenido del tubo de ensayo sobre una hoja de metal o asbesto: el polvo se encenderá con chispas brillantes. La experiencia es especialmente efectiva en una habitación oscura. Advertencia importante: el hierro pirofórico no debe almacenarse, ¡puede provocar un incendio! Al final del experimento, asegúrese de encender el polvo en el aire o trátelo con ácido para que no queden partículas sin quemar; pueden encenderse espontáneamente. A continuación, investigamos cómo el tamaño de la superficie de un sólido afecta la velocidad de su reacción con un líquido. Tome dos piezas idénticas de tiza y triture una de ellas hasta convertirla en polvo. Coloque ambas muestras en tubos y llénelos con volúmenes iguales de ácido clorhídrico. La tiza finamente dividida, como era de esperar, se disolverá mucho más rápido. Coloca otro trozo de tiza en un tubo de ensayo con ácido sulfúrico. La reacción energética que comenzó al principio se desploma y luego se detiene por completo. ¿De qué? Después de todo, el ácido sulfúrico no es más débil que el ácido clorhídrico... Cuando la tiza reacciona con el ácido clorhídrico, se forma cloruro de calcio CaCl.2 que es fácilmente soluble en agua y no interfiere con el flujo de nuevas porciones de ácido a la superficie de la tiza. Cuando reacciona con ácido sulfúrico, se obtiene sulfato de calcio CaSO.4, y es muy poco soluble en agua, permanece en la superficie de la tiza y la cierra. Para que la reacción avance, es necesario de vez en cuando limpiar la superficie de la tiza o convertirla en polvo por adelantado. El conocimiento de tales detalles del proceso es muy importante para la ingeniería química. Y una experiencia más. Mezclar en un mortero y mortero dos sustancias sólidas que dan productos de reacción coloreados: nitrato de plomo y yoduro de potasio, sulfato ferroso y sal de sangre roja, etc. - y frotar la mezcla con un mazo. Gradualmente, a medida que se frota la mezcla, la mezcla comenzará a colorearse, a medida que aumenta la superficie de interacción de las sustancias. Si vierte un poco de agua en la mezcla, aparecerá inmediatamente un color intenso; después de todo, las moléculas se mueven mucho más fácilmente en la solución. Y como conclusión de los experimentos sobre cinética, estableceremos un experimento cuantitativo; la única herramienta que necesitará es un cronómetro o un reloj con segundero. Prepare 0,5 l de una solución al 3% de ácido sulfúrico (¡verter ácido en agua!) Y la misma cantidad de una solución al 12% de tiosulfato de sodio. Antes de disolver el tiosulfato, agregue unas gotas de amoníaco al agua. En dos botellas cilíndricas (vasos, pilas) con una capacidad de 100 ml, marque en el nivel 50; 25; 12,5 y 37,5 ml, dividiendo secuencialmente la altura por la mitad. Marque los matraces y vierta en ellos las soluciones preparadas hasta las marcas superiores (50 ml). Coloque un vaso delgado ordinario con una capacidad de 200 o 250 ml sobre papel oscuro y vierta una solución de tiosulfato y luego ácido. Inmediatamente anote la hora y revuelva la mezcla durante uno o dos segundos. Para no romper el vidrio, es mejor usar un palo de madera. Tan pronto como la solución comience a enturbiarse, registre el tiempo transcurrido desde el inicio de la reacción. Es conveniente realizar el experimento juntos: uno controla el reloj, el otro drena las soluciones y señala la turbidez. Lava el vaso y repite el experimento tres veces más; Vierta la solución de tiosulfato en un vaso hasta la marca tercera (37,5), segunda (25) y primera (12,5 ml), añadiendo agua cada vez hasta la división superior. La cantidad de ácido en todos los experimentos permanece constante y el volumen total de la mezcla de reacción es siempre de 100 ml. Ahora dibuje un gráfico: cómo la velocidad de reacción depende de la concentración de tiosulfato. Es conveniente expresar la concentración en unidades arbitrarias: 1, 2, 3 y 4. Ubícalas en el eje x. Pero, ¿cómo se calcula la velocidad de una reacción? Esto no se puede hacer exactamente, aunque solo sea porque determinamos el momento de turbidez a ojo, hasta cierto punto subjetivamente. Además, la turbidez solo muestra que las partículas de azufre más pequeñas que se liberan durante la reacción han alcanzado un tamaño tal que se pueden ver. Y, sin embargo, a falta de una mejor manera, tomemos el comienzo de la turbidez como el final de la reacción (que, por cierto, no está muy lejos de la verdad). Hagamos una suposición más: la velocidad de reacción es inversamente proporcional a su duración. Si la reacción tomó 10 segundos, supondremos que la velocidad es 0,1. Trace las velocidades en el eje y. Cuatro experimentos dieron cuatro puntos, el quinto - el origen. Los cinco puntos estarán ubicados aproximadamente en una línea recta. Su ecuación se escribe así: v == k [N / A2S2O3] donde v- es la velocidad de la reacción, los corchetes son la designación de concentración aceptada en cinética química, y K la constante de velocidad, que es fácil de encontrar a partir de la gráfica. Pero la velocidad de reacción también debe depender de la concentración de ácido sulfúrico. Dejando la cantidad de tiosulfato sin cambios y diluyendo el ácido sulfúrico, verifique cómo cambia la velocidad de reacción. Por extraño que parezca, ¡no cambia! Tales casos no son raros. En nuestro experimento, tiene lugar una reacción compleja y su producto, el azufre, no se libera inmediatamente durante las colisiones directas de tiosulfato y moléculas de ácido. En general, no hay tantas reacciones en las que los productos se obtengan inmediatamente. En reacciones secuenciales complejas Algunas etapas son más lentas que otras. En nuestro caso, este último, en el que se forma azufre. Fue su velocidad lo que, de hecho, medimos. Autor: Olgin O.M.
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